De litium Det är ett metallelement vars kemiska symbol är Li och dess atomnummer är 3. Det är det tredje elementet i det periodiska systemet och huvudgrupp 1 av alkalimetallerna. Av alla metaller är det den med lägsta densitet och högsta specifika värme. Det är så lätt att det kan flyta på vatten.
Dess namn härstammar från det grekiska ordet 'lithos' som betyder sten. De gav det det här namnet eftersom det exakt upptäcktes som en del av vissa mineraler i vulkaniska bergarter. Dessutom uppvisade den karakteristiska egenskaper som liknar de för metallerna natrium och kalcium, som hittades i vegetabilisk aska..
Den har en enda valenselektron och förlorar den för att bli Li-katjonen+ i de flesta av dina reaktioner; eller dela den i en kovalent bindning med kol, Li-C i organolitiumföreningar (såsom alkyllitium).
Dess utseende, som många andra metaller, är ett silverfärgat fast ämne som kan bli gråaktigt om det utsätts för fukt. Det kan visa svarta lager (övre bild) när det reagerar med kvävet i luften för att bilda en nitrid.
Kemiskt är det identiskt med dess kongener (Na, K, Rb, Cs, Fr), men mindre reaktivt eftersom dess enda elektron upplever en mycket större attraktionskraft på grund av att vara närmare den, liksom på grund av den dåliga skärmningseffekten av dess två inre elektroner. I sin tur reagerar det som magnesium gör på grund av den diagonala effekten.
Litiumsalter kan identifieras i laboratoriet genom att värma dem i en tändare. utseendet på en intensiv karmosinröd flamma bekräftar dess närvaro. I själva verket används det ofta i undervisningslaboratorier för analytiska körningar..
Dess tillämpningar varierar från att användas som tillsats för keramik, glas, legeringar eller gjuteriblandningar, till ett kylmedium och design av högeffektiva och små batterier; även om det är explosivt, med tanke på litiums reaktiva karaktär. Det är metallen som har den största tendensen att oxidera och därför den som ger lättast upp sin elektron.
Artikelindex
Det första utseendet på litium i universum går långt tillbaka, några minuter efter Big Bang, när kärnorna av väte och helium slogs samman. Men jordiskt tog det tid för mänskligheten att identifiera det som ett kemiskt grundämne.
Det var 1800, då den brasilianska forskaren José Bonifácio de Andrada e Silva upptäckte mineralerna spodumen och petalit på den svenska ön Utö. Med detta hade han hittat de första officiella källorna till litium, men fortfarande var ingenting känt om honom.
År 1817 kunde den svenska kemisten Johan August Arfwedson isolera från dessa två mineraler ett sulfatsalt som innehöll ett annat ämne än kalcium eller natrium. Då arbetade Johan på laboratorierna för den berömda svenska kemisten Jöns Jacob Berzelius.
Det var Berzelius som kallade detta nya element, en produkt av sina observationer och experiment, 'litos', som betyder sten på grekiska. Således kunde litium äntligen erkännas som ett nytt element, men det saknades fortfarande för att kunna isolera det..
Bara ett år senare, 1821, lyckades William Thomas Brande och Sir Humphry Davy isolera litium som en metall genom att applicera elektrolys på litiumoxid. Även i mycket små mängder var de tillräckliga för att observera dess reaktivitet.
1854 kunde Robert Wilhelm Bunsen och Augustus Matthiessen producera litiummetall i större mängder från elektrolys av litiumklorid. Härifrån hade dess produktion och handel börjat, och efterfrågan skulle växa när nya tekniska applikationer hittades som ett resultat av dess unika egenskaper..
Den kristallina strukturen av metalliskt litium är kroppscentrerad kubisk (kroppscentrerad kubik, bcc). Av alla de kompakta kubiska strukturerna är detta den minst täta och överensstämmer med dess egenskaper som den lättaste och minst täta metallen av alla..
I den omges Li-atomerna av åtta grannar; det vill säga Li är i mitten av kuben, med fyra Li längst upp och längst ner i hörnen. Denna bcc-fas kallas också α-Li (även om detta namn tydligen inte är särskilt utbrett).
Liksom de allra flesta metaller eller fasta föreningar kan de genomgå fasövergångar när de upplever förändringar i temperatur eller tryck; så länge de inte är grundade. Således kristalliserar litium med en rombohedral struktur vid mycket låga temperaturer (4,2 K). Li-atomer är nästan frysta och vibrerar mindre i sina positioner.
När trycket ökas får det mer kompakta sexkantiga strukturer; och när det ökar ännu mer genomgår litium andra övergångar som inte har karaktäriserats helt av röntgendiffraktion.
Därför studeras fortfarande egenskaperna hos detta "komprimerade litium". På samma sätt är det ännu inte förstått hur dess tre elektroner, varav en är valens, ingriper i dess beteende som en halvledare eller metall vid dessa högtrycksförhållanden..
Det verkar konstigt att litium vid denna tidpunkt fortfarande är en "ogenomskinlig bok" för dem som bedriver kristallografisk analys..
Detta beror på att även om elektronkonfigurationen är 2s1, med så få elektroner kan det knappast interagera med strålningen som appliceras för att belysa dess metallkristaller.
Vidare teoretiseras att orbitalerna 1 och 2 överlappar varandra vid höga tryck. Det vill säga både de interna elektronerna (1stvå) som valencia (2s1) styr litiumets elektroniska och optiska egenskaper i dessa superkompakta faser.
Med detta sagt är elektronkonfigurationen för litium 2s1, det kan förlora en enda elektron; de andra två, från den inre orbitalentvå, skulle kräva mycket energi att ta bort.
Därför deltar litium i nästan alla dess föreningar (oorganiskt eller organiskt) med ett oxidationsnummer på +1. Detta innebär att i sina obligationer, Li-E, där E blir något element, antas Li-katjonens existens+ (vare sig det är joniskt eller kovalent faktiskt nämnda bindning).
Oxidationsnumret -1 är osannolikt för litium, eftersom det skulle behöva binda till ett element som är mycket mindre elektronegativt än det; faktum att det i sig är svårt eftersom denna metall är mycket elektropositiv.
Detta negativa oxidationsnummer representerar en 2s elektronkonfigurationtvå (för att få en elektron), och det skulle också vara isoelektroniskt för beryllium. Nu skulle Li-anjonen kunna antas-, och dess härledda salter skulle kallas lituros.
På grund av dess stora oxidationspotential innehåller dess föreningar huvudsakligen Li-katjonen.+, som, eftersom det är så litet, kan utöva en polariserande effekt på skrymmande anjoner för att bilda Li-E kovalenta bindningar.
Silvervit metall med en jämn struktur vars yta blir grå när den oxideras eller mörknar när den reagerar direkt med kväve i luften för att bilda motsvarande nitrid. Det är så lätt att det flyter i vatten eller olja.
Det är så smidigt att det till och med kan skivas med en kniv eller till och med med dina naglar, vilket inte skulle rekommenderas alls..
6,941 g / mol.
180,50 ° C.
1330 ° C.
0,534 g / ml vid 25 ° C.
Ja, det flyter i vatten, men det börjar omedelbart reagera med det. Den är löslig i ammoniak, där när den löses upp är dess elektroner solverade för att producera blå färger.
0,818 mm Hg vid 727 ° C; det vill säga, inte ens vid höga temperaturer kan dess atomer knappt fly in i gasfasen.
0,98 på Pauling-skalan.
Först: 520,2 kJ / mol
Andra: 7298,1 kJ / mol
Tredje: 11815 kJ / mol
Dessa värden motsvarar de energier som krävs för att erhålla de gasformiga jonerna Li+, Litvå+ och Li3+, respektive.
179 ° C.
398 mN / m vid dess smältpunkt.
I flytande tillstånd är det mindre visköst än vatten.
3,00 kJ / mol.
136 kJ / mol.
24 860 J / mol · K. Detta värde är utomordentligt högt; det högsta av alla element.
0,6
I naturen förekommer litium i form av två isotoper: 6Li och 7Li. Atommassan 6.941 u ensam indikerar vilken av de två som är mest förekommande: 7Li. Den senare utgör cirka 92,4% av alla litiumatomer; Under tiden han 6Li, cirka 7,6% av dem.
Hos levande varelser föredrar organismen det 7Li att den 6Li; i mineralogiska matriser är dock isotopen 6Li tas emot bättre och därför ökar hans andel av överflöd över 7,6%.
Även om den är mindre reaktiv än de andra alkalimetallerna är den fortfarande en ganska aktiv metall, så den kan inte exponeras för atmosfären utan att genomgå oxidation. Beroende på förhållandena (temperatur och tryck) reagerar den med alla gasformiga ämnen: väte, klor, syre, kväve; och med fasta ämnen som fosfor och svavel.
Det finns inga andra namn på litiummetall. När det gäller dess föreningar namnges en stor del av dem enligt de systematiska, traditionella eller beståndsnomenklaturerna. Dess oxidationstillstånd på +1 är praktiskt taget oförändrat, så i lagernomenklaturen är (I) inte skrivet i slutet av namnet.
Tänk till exempel på föreningarna LitvåO och Li3N.
LitvåEller den får följande namn:
- Litiumoxid, enligt beståndsnomenklaturen
- Litisk oxid enligt traditionell nomenklatur
- Dilitiummonoxid, enligt den systematiska nomenklaturen
Medan Li3N kallas:
- Litiumnitrid, beståndsnomenklatur
- Litisk nitrid, traditionell nomenklatur
- Trilithium mononitrid, systematisk nomenklatur
I vilken utsträckning litium kan eller inte kan vara väsentlig för organismer är okänd. På samma sätt är de mekanismer genom vilka det kan metaboliseras osäkra och det studeras fortfarande..
Därför är det inte känt vilka positiva effekter en diet "rik" på litium kan ha; även om det finns i alla vävnader i kroppen; särskilt i njurarna.
Den farmakologiska effekten av vissa litiumsalter på kroppen är känd, särskilt på hjärnan eller nervsystemet. Det reglerar till exempel nivåerna av serotonin, en molekyl som är ansvarig för de kemiska aspekterna av lycka. Med detta sagt är det inte ovanligt att tro att det förändrar eller modifierar stämningen hos de patienter som konsumerar dem..
De avråder dock från att konsumera litium tillsammans med mediciner som bekämpar depression, eftersom det finns en risk att öka serotonin för mycket.
Det hjälper inte bara mot depression, utan också bipolära och schizofrena störningar, liksom andra möjliga neurologiska störningar.
Som spekulation misstänks det att individer med dieter som är fattiga i litium är mer benägna att depression eller begå självmord eller mord. Formellt är dock effekterna av dess brist okända..
Litium kan inte hittas i jordskorpan, mycket mindre i haven eller atmosfären, i dess rena tillstånd, som en blank vit metall. Istället har det genomgått förändringar under miljontals år som har positionerat det som en Li-jon.+ (huvudsakligen) i vissa mineraler och berggrupper.
Det uppskattas att dess koncentration i jordskorpan ligger mellan 20 och 70 ppm (del per miljon), vilket motsvarar ungefär 0,0004% av den. Medan det är i marina vatten är koncentrationen i storleksordningen 0,14 och 0,25 ppm; det vill säga litium finns mer rikligt i stenar och mineraler än i saltlake eller havsbotten.
Mineralerna där denna metall finns är följande:
- Spodumene, LiAl (SiO3)två
- Petalite, LiAlSi4ELLER10
- Lepidolit, K (Li, Al, Rb)två(Al, ja)4ELLER10(F, OH)två
Dessa tre mineraler har gemensamt att de är litiumaluminiumsilikater. Det finns andra mineraler där metallen också kan extraheras, såsom ambligonit-, elbait-, tripillit-, eukriptit- eller hectoritlera. Spodumen är emellertid det mineral som den största mängden litium produceras från. Dessa mineraler utgör vissa vulkaniska bergarter som granit eller pegmatit.
I förhållande till havet extraheras den från saltlösning som litiumklorid, hydroxid eller karbonat, LiCl, LiOH och LitvåCO3, respektive. På samma sätt kan den erhållas från sjöar eller laguner, eller i olika saltlösning.
Totalt rankas litium som 25: e i överflöd av elementen på jorden, vilket korrelerar bra med sin låga koncentration i både land och vatten, och anses därför vara ett relativt sällsynt element..
Litium finns i unga stjärnor, i större överflöd än i äldre stjärnor.
För att erhålla eller tillverka denna metall i rent tillstånd finns det två alternativ (ignorera ekonomiska aspekter eller lönsamhet): extrahera den genom gruvåtgärd eller samla den i saltlake. Den senare är den dominerande källan vid produktion av metalliskt litium..
En smält LiCl-blandning erhålls från saltlösningen, som sedan kan utsättas för elektrolys för att separera saltet i dess elementära komponenter:
LiCl (l) → Li (s) + 1/2 Cltvå(g)
Medan mineraler smälts i sura medier för att få sina Li-joner+ efter separations- och reningsprocesser.
Chile är positionerat som den största litiumproducenten i världen och hämtar det från Atacama Salt Flat. På samma kontinent följer Argentina, ett land som extraherar LiCl från Salar del Hombre Muerto och slutligen Bolivia. Australien är dock den största litiumproducenten genom utnyttjande av spodumen.
Den mest kända reaktionen av litium är den som inträffar när den kommer i kontakt med vatten:
2Li (s) + 2HtvåO (l) → 2LiOH (aq) + Htvå(g)
LiOH är litiumhydroxid och som framgår producerar vätgas.
Reagerar med gasformigt syre och kväve för att bilda följande produkter:
4Li (s) + Otvå(g) → 2LitvåDu)
2Li (s) + Otvå(g) → 2LitvåELLERtvå(s)
LitvåEller är det litiumoxid som tenderar att bildas ovanpå LitvåELLERtvå, peroxid.
6Li (s) + Ntvå(g) → 2Li3N (s)
Litium är den enda alkalimetallen som kan reagera med kväve och orsaka denna nitrid. I alla dessa föreningar kan existensen av Li-katjonen antas+ deltar i jonbindningar med kovalent karaktär (eller vice versa).
Det kan också reagera direkt och kraftigt med halogener:
2Li (s) + Ftvå(g) → LiF (s)
Reagerar även med syror:
2Li (s) + 2HCl (konc) → 2LiCl (aq) + Htvå(g)
3Li (s) + 4HNO3(utspädd) → 3LiNO3(aq) + NO (g) + 2HtvåO (l)
Föreningarna LiF, LiCl och LiNO3 är litiumfluorid, klorid respektive nitrat.
Och när det gäller dess organiska föreningar är det mest kända litiumbutyl:
2 Li + C4H9X → C4H9Li + LiX
Där X är en halogenatom och C4H9X är en alkylhalogenid.
Litium reagerar våldsamt med vatten och kan reagera med fukt på huden. Det är därför om någon hanterade det med sina bara händer skulle de få brännskador. Och om det är granulerat eller i pulverform, tar det eld vid rumstemperatur, vilket representerar brandrisker.
Handskar och skyddsglasögon bör användas för att hantera denna metall, eftersom minimal kontakt med ögonen kan orsaka allvarlig irritation..
Vid inandning kan effekterna bli ännu värre, bränna luftvägarna och orsaka lungödem på grund av den inre bildningen av LiOH, ett kaustiskt ämne..
Denna metall måste lagras nedsänkt i olja eller i torr atmosfär och mer inert än kväve. till exempel i argon, som visas på den första bilden.
Föreningar härledda från litium, särskilt dess salter, såsom karbonat eller citrat, är mycket säkrare. Att så länge människorna som äter dem respekterar de indikationer som föreskrivits av sina läkare..
Några av de många biverkningar som det kan generera hos patienter är: diarré, illamående, trötthet, yrsel, yrsel, skakningar, överdriven urinering, törst och viktökning.
Effekterna kan vara ännu allvarligare hos gravida kvinnor, vilket påverkar fostrets hälsa eller ökar fosterskador. Likaså rekommenderas inte intaget av ammande mammor, eftersom litium kan passera från mjölk till barnet och därifrån utveckla alla typer av avvikelser eller negativa effekter..
De mest kända användningsområdena för denna metall på populär nivå finns inom medicinområdet. Det har dock tillämpning inom andra områden, särskilt inom energilagring genom användning av batterier..
Litiumsalter, särskilt LitvåCO3, fungerar som tillsats i gjuteriprocesser för olika ändamål:
-Degass
-Avsvavlar
-Förädlar korn av icke-järnmetaller
-Ökar flytningen hos slaggen i gjutformarna
-Minskar smälttemperaturen i gjutgods i aluminium tack vare sin höga specifika värme.
Alkyllitiumföreningar används för att alkylera (tillsätt R-sidokedjor) eller arylar (tillsätt Ar-aromatiska grupper) molekylära strukturer. De sticker ut för sin goda löslighet i organiska lösningsmedel och för att de inte är så reaktiva i reaktionsmediet; därför tjänar den som reagens eller katalysatorer för flera organiska synteser.
Litiumstearat (produkt från reaktionen mellan ett fett och LiOH) tillsätts till oljan för att skapa en smörjande blandning.
Detta litiumsmörjmedel är motståndskraftigt mot höga temperaturer, härdar inte när det kyls och är inert mot syre och vatten. Därför finner den användning inom militär-, flyg-, industri-, bilindustrin etc..
Glas eller keramik som behandlas med LitvåEller så får de lägre viskositeter när de smälter och större motstånd mot värmeutvidgning. Till exempel är köksredskap gjorda av dessa material och Pyrex-glas har också denna förening i sin sammansättning..
Eftersom det är en sådan lättmetall, så är dess legeringar också; bland dem av aluminium-litium. När det tillsätts som tillsats ger det dem inte bara mindre vikt utan också större motståndskraft mot höga temperaturer..
Dess höga specifika värme gör den idealisk att användas som kylmedel i processer där mycket värme släpps ut; till exempel i kärnreaktorer. Det beror på att det "kostar" att höja temperaturen och därför förhindrar att värme lätt strålas ut.
Och den mest lovande användningen av allt är på litiumjonbatterimarknaden. Dessa utnyttjar den lätthet med vilken litium oxiderar till Li+ att använda den frigjorda elektronen och aktivera en extern krets. Sålunda är elektroderna antingen gjorda av metalliskt litium eller av legeringar därav, där Li+ kan interkalera och färdas genom elektrolytmaterial.
Som en sista nyfikenhet tillägnade musikgruppen Evanescense en sång med titeln "Lithium" till detta mineral.
Ingen har kommenterat den här artikeln än.