Litiu

De la Wikipedia, enciclopedia liberă
Salt la: Navigare, căutare
Pentru alte sensuri, vedeți Lithium.
Litiu
HeliuLitiuBeriliu
H
  Cubic-face-centered.svg

3
Li
 
               
               
                                   
                                   
                                                               
                                                               
Li
Na
Tabelul completTabelul extins
Informații generale
Nume, Simbol, Număr Litiu, Li, 3
Serie chimică metale alcaline
Grupă, Perioadă, Bloc 1, 2, s
Densitate 535 kg/m³
Culoare alb-argintiu/gri
Număr CAS 7439-93-2
Număr EINECS
Proprietăți atomice
Masă atomică 6,941 u
Rază atomică 145 (167) pm
Rază de covalență 134 pm
Rază van der Waals 182 pm
Configurație electronică [He]2s1
Electroni pe nivelul de energie 2, 1
Număr de oxidare +1
Oxid bază tare
Structură cristalină Cubică cu fețe centrate
Proprietăți fizice
Fază ordinară solid
Punct de topire 180,5 °C ; 453,69 K
Punct de fierbere 1 341,9 °C ; 1 615 K
Energie de fuziune 3 kJ/mol
Energie de evaporare 145,92 kJ/mol
Temperatură critică  K
Presiune critică  Pa
Volum molar 13,02×10-6 m³/kmol
Presiune de vapori 1,63×10-8
Viteza sunetului 6000 m/s la 20 °C
Forță magnetică
Informații diverse
Electronegativitate (Pauling) 0,98
Căldură specifică 3582 J/(kg·K)
Conductivitate electrică 10,8×106 S/m
Conductivitate termică 84,7 W/(m·K)
Primul potențial de ionizare 520,2 kJ/mol
Al 2-lea potențial de ionizare 7298,1 kJ/mol
Al 3-lea potențial de ionizare {{{potențial_de_ionizare_3}}} kJ/mol
Al 4-lea potențial de ionizare {{{potențial_de_ionizare_4}}} kJ/mol
Al 5-lea potențial de ionizare {{{potențial_de_ionizare_5}}} kJ/mol
Al 6-lea potențial de ionizare {{{potențial_de_ionizare_6}}} kJ/mol
Al 7-lea potențial de ionizare {{{potențial_de_ionizare_7}}} kJ/mol
Al 8-lea potențial de ionizare {{{potențial_de_ionizare_8}}} kJ/mol
Al 9-lea potențial de ionizare {{{potențial_de_ionizare_9}}} kJ/mol
Al 10-lea potențial de ionizare {{{potențial_de_ionizare_10}}} kJ/mol
Cei mai stabili izotopi
Simbol AN T1/2 MD Ed PD
MeV
6Li 7,5 % stabil cu 3 neutroni
7Li 92,5 % stabil cu 4 neutroni
8Li sintetic 0,838 s β- 16 8Be
Precauții
NFPA 704
Unitățile SI și condiții de temperatură și presiune normale dacă nu s-a specificat altfel.
Litiu

Litiul (din greacă: λίθος lithos, "piatră") este un element chimic având simbolul chimic Li și numărul atomic 3. Este un metal alcalin de culoare alb-argintie, iar în condiții normale, este cel mai ușor metal și cel mai puțin dens solid. La fel ca toate metalele alcaline, litiul este foarte reactiv, se corodează rapid în aer umed pierzându-și luciul și înnegrindu-se, fiind din acest motiv păstrat sub un strat de ulei.

Datorită reactivitîții sale înalte, litiul nu este niciodată întâlnit sub formă brută în natură, fiind prezent totuși sub formă de compuși ionici. Este constituent al unor minerale pegmatice, însă datorită solubilității sale ionice, este prezent în apa oceanelor și obținut din saramuri și argile. Pe scală comercială, litiul este izolat electrolitic dintr-un amestec de clorura de litiu si clorura de potasiu.

Literatura de specialitate menționează că litiul (mai ales 7Li) a fost unul dintre puținele elemente sintetizate în urma Big Bang-ului[1], deși cantitatea lui a scăzut semnificativ. Motivele dispariției și procesele prin care litiul este produs continuă să fie unul dintre studiile importante din astronomie.

Nucleii de litiu sunt instabili, din moment ce 2 izotopi stabili de litiu intalniti in natura au energiile de fuzionare cele mai joase per nucleon dintre toti nuclizii stabili. Datorita acesteia, litiul este elementul cel mai putin intalnit in Sistemul solar decat 25 din cele 32 de elemente chimice, cu toate ca nucleii sai sunt foarte usori ca si masa atomica. Din motive asemanatoare, litiul este un material importat in fizica nucleara, fiind elementul utilizat in transmutarea heliului in 1932, actiune care a condus la prima reactie nucleara, iar deuteridul de litiu-6 a fost utilizat ca si combustibil de fuziune in armele termonucleare. Litiul si compusii sai au cateva aplicatii industriale, inclusiv fabricarea sticlei termorezistente si ceramicei, lubrifiantilor pe baza de litiu, aditivi de flux utilizati in productia de fier, otel si aluminiu, baterii pe baza de litiu si ioni de litiu. Aceste intrebuintari consuma mai mult de 3/4 din productia de litiu.

Cantitati minuscule de litiu sunt continute de toate organismele. Elementul nu serveste nici o functie biologica vitala, din moment ce animalele si plantele pot supravietui fara acest metalș totodata, functii non-vitale nu au fost eliminate. Ionul de litiu Li+ administrat ca si orice sare al acestui metal s-a dovedit a fi util ca si medicament de stabilizare al bolnavilor bipolari, datorita efectelor neurologice ale ionului asupra organismului uman.

Istoric[modificare | modificare sursă]

Johan August Arfwedson este creditat ca fiind descoperitorul litiului in 1817

Petalitul (LiAlSi4O10) a fost descoperit in anul 1800 de catre chimistul brazilian José Bonifácio de Andrada e Silva intr-o mina de pe insula Utö, Suedia.[2][3][4][5] Cu toate acestea, abia in 1817 Johan August Arfwedson va descoperi prezenta unui nou element in timp ce analiza minereul de petalit in laboratorul lui Jöns Jakob Berzelius.[6][7][8][9] Acest element forma compusi asemanatori celor ai sodiului si potasiului, desi carbonatul de litiu si hidroxidul de litiu erau mai putin solubile in apa si mult mai alcaline.[10] Berzelius numise materialul alcalin "lithion/lithina", din grecescul λιθoς (lithos, insemnand "piatra"), sugerand descoperirea sa intr-un material solid, spre deosebire de potasiul descoperit in cenusa plantelor si sodiul care este foarte abundent in sangele animalelor. Ulterior, va numi metalul din interiorul materialului solid "lithium".[11][4][9], iar Arfwedson va demonstra că spodumenul și lepidolitul de asemenea conțin litiu.[4]

In 1818, Christian Gmelin a fost primul care a observat ca sarurile de litiu pot fi detectate daca o flacara are culoarea rosie in contact cu acestea.[12][4] Cu toate acestea, Arfwedson si Gmelin incercasera (fara success) sa izoleze elementul pur din sarurile acestuia.[4][9][13] Elementul a fost izolat abia in 1821, cand William Thomas Brande a obtinut litiul prin electroliza oxidului de litiu, process care a fost utilizat in trecut de catre Sir Humphry Davy sa izoleze potasiul si sodiul.[14][15][13][16][17] Brande a descris unele saruri pure ale litiului, precum clorura de litiu si, folosindu-se de estimarea continutului de litiu din oxidul sau (55% metal), a estimat masa atomica a metalului ca fiind in jurul valorii de 9.8 g/mol (valoarea moderna ~6.94 g/mol).[18] In 1855, litiul a fost produs in cantitati mai mari prin electroliza clorurii de litiu, de catre Robert Bunsen si Augustus Matthiessen.[19][4] Descoperirea acestui procedeu a condus la productia litiului in scop comercial, incepand cu anul 1923, de catre compania germana Metallgesellschaft AG, care au realizat electroliza unui amestec lichid de clorura de litiu si clorura de potasiu.[4][20][21]

Productia si utilizarea litiului a suferit cateva schimbari drastice in decursul istoriei. Metalul a fost utilizat in compozitia vaselinei utilizate in motoarele avioanelor, precum si in aplicatii similare in timpul Celui de-al Doilea Razboi Mondial. Acest uz a fost sustinut de faptul ca sapunurile pe vaza de litiu au un punct de topire mai inalt decat alte sapunuri pe baza de alcaline si sunt mai putin corozive decat sapunurile pe baza de calciu. Piata redusa a acestor sapunuri a fost sustinuta de cateva centre miniere mici, in marea parte a Statelor Unite.

Cererea de litiu a crescut dramatic in timpul Razboiului Rece prin productia armelor de fuziune nucleara. Izotopii litiului (litiu-6 si litiu-7) produc tritiu in momentul iradierii cu neutroni, fiind foarte utili pentru productia tritiului si totodata a unei forme de combustibil de fuziune utilizat in interiorul bombelor cu hidrogen, sub forma deuteridului de litiu. SUA devenise primul producator de litiu in perioada sfarsitului anilor '50 si mijlocul anilor '80. La finalul acestei perioade, depozitele de litiu erau estimate a fi de 42.000 tone de hidroxid de litiu; depozitulpierduse 75% din continutul de litiu-6, fiind destul incat sa afecteze masa atomica masurata al litiului in multe chimicale standardizate, precum si cea a surselor naturale de litiu, care au fost contaminate de catre sarurile de litiu descarcate din cadrul facilitatilor de separate izotopica in cadrul panzei freatice.[22][23]

Litiul a fost utilizat in scaderea punctului de topire al sticlei si imbunatatirea comportamentului oxidului de aluminiu prin procesul Hall-Héroult.[24][24] Aceste 2 intrebuintari dominasera piata pana spre mijlocul anilor '90. Cererea de litiu pentru armele nucleare a scazut si vanzarile depozitelor pentru Departamentul de Energie au condus la reducerea pretului acestui metal[23]. Cu toate acestea, in aceeasi perioada a anilor 90', cateva companii au inceput extragerea litiului din saramuri, care s-au dovedit a fi surse mai putin costisitoare decat mineritul subteran sau de suprafata. Cele mai multe mine s-au inchis sau si-au concentrat activitatea spre alte materiale, deoarece doar pegmatitele puteau fi prelucrate pentru un pret competitiv. De exemplu, minele de langa Kings Mountain, Carolina de Nord s-au inchis inainte de inceperea secolului 21.

Dezvoltarea bateriilor pe baza de ioni de litiu a crescut cererea pentru acest metal si devenise intrebuintarea dominanta in 2007.[25] In urma valului de cereri de litiu in baterii in anii 2000, noi companii si-au dezvoltat tehnicile de extragere a metalului din saramuri, pentru a onora nivelul cererii.[26][27]

Structură atomică[modificare | modificare sursă]

Izotopi[modificare | modificare sursă]

Are doi izotopi stabili cu numere de masă 6 și 7.

Proprietăți[modificare | modificare sursă]

Proprietăți fizice[modificare | modificare sursă]

  • Moale;
  • Argintiu gri;
  • Se oxidează repede;
  • Puțin toxic;
  • Arde repede;
  • Căldură specifică înaltă.

Proprietăți chimice[modificare | modificare sursă]

Litiul descompune apa; în aer se aprinde formând oxid de litiu și superoxid de litiu, Li2O. Încălzit în atmosferă de hidrogen formează hidrura de litiu, LiH, care este cea mai stabilă dintre hidrurile metalelor alcaline. Litiul este singurul metal alcalin care se combină direct cu azotul la rece, formând nitrura, Li3N; de asemenea, se combină direct la cald cu halogenii formând halogenuri, LiX, cu sulf, formând sulfura, Li2S, cu carbonul, formând carbura, Li2C2, cu siliciul, formând siliciura, Li6Si2, etc.

Compușii elementului[modificare | modificare sursă]

Răspândire[modificare | modificare sursă]

Litiul este al 33-lea element ca abundență pe Pământ, dar datorită marii lui reactivități este găsit doar sub formă de compus. Litiul se găsește în zăcăminte pegmatitice, dar se poate obține de asemenea din apa de mare și argilă; la scară industrială, litiul este izolat electrolitic dintr-o mixtură de clorură de litiu și clorură de potasiu.

Litiul se găsește foarte puțin răspândit în natură. În cantități mici însoțește potasiul și sodiul în unele roci, cum sunt spodumenul, un silicat de litiu și aluminiu, LiAl[SiO3]2, lepidolitul, un fluoro- sau hidroxo-aluminosilicat de litiu, potasiu și aluminiu, Li3K2Al3[Al(Si3O10)2(OH, F)4], zinnwalditul, o varietate de lepidolit cu mult fier, etc. Cantități mici de compuși de litiu se găsesc în unele ape minerale, în diferite plante (ca de exemplu, tutun, sfeclă de zahăr, trestie de zahăr), etc.

Litiul se obține, de obicei, prin electroliza clorurii de litiu topite.

Este un metal moale; are cea mai mică densitate dintre metale.

Producere[modificare | modificare sursă]

Preparare în laborator[modificare | modificare sursă]

Producere la scară industrială[modificare | modificare sursă]

Utilizare[modificare | modificare sursă]

Litiul și compușii săi au și alte câteva aplicații industriale, incluzând sticlă și ceramică termorezistentă, aliaje de mare rezistență și cu greutate redusă folosite în aeronautică și nu în ultimul rând baterii alcaline cu litiu. Litiul, de asemenea are un rol important în fizica nucleară: fisiunea atomilor de litiu a fost prima reacție nucleară efectuată de către omenire, și deuteriura de litiu este combustibil pentru armele termonucleare.

Litiul este folosit pentru:

Rolul elementului în biologie[modificare | modificare sursă]

Cantități mici de litiu se găsesc în apa oceanelor și în unele organisme vii, cu toate că s-a constatat că nu îndeplinește nici o necesitate biologică pentru organismul uman. Totuși, efectul neurologic al ionilor de litiu Li+, face ca unele săruri de litiu să fie folosite ca medicamente pentru îmbunătățirea stării de spirit.

Măsuri de protecție chimică[modificare | modificare sursă]

Note[modificare | modificare sursă]

  1. ^ Star Clusters: Saas-Fee Advanced Course 28. Lecture Notes 1998 Swiss Society ..., de B.W. Carney, pagina 130
  2. ^ D'Andraba (1800). „Des caractères et des propriétés de plusieurs nouveaux minérauxde Suède et de Norwège , avec quelques observations chimiques faites sur ces substances”. Journal de chimie et de physique 51: 239. http://www.biodiversitylibrary.org/item/29658#page/256/mode/1up. 
  3. ^ Petalite Mineral Information”. Mindat.org. http://www.mindat.org/min-3171.html. Accesat la 10 august 2009. 
  4. ^ a b c d e f g Lithium:Historical information. http://www.webelements.com/lithium/history.html. Accesat la 10 august 2009. 
  5. ^ Weeks, Mary (2003). Discovery of the Elements. Whitefish, Montana, United States: Kessinger Publishing. p. 124. ISBN 0-7661-3872-0. http://books.google.com/?id=SJIk9BPdNWcC. Accesat la 10 august 2009 
  6. ^ Berzelius (1817). „Ein neues mineralisches Alkali und ein neues Metall [A new mineral alkali and a new metal]”. Journal für Chemie und Physik 21: 44–48. http://books.google.com/books?id=kAsAAAAAMAAJ&pg=PA44.  From p. 45: "Herr August Arfwedson, ein junger sehr verdienstvoller Chemiker, der seit einem Jahre in meinem Laboratorie arbeitet, fand bei einer Analyse des Petalits von Uto's Eisengrube, einen alkalischen Bestandtheil, … Wir haben es Lithion genannt, um dadurch auf seine erste Entdeckung im Mineralreich anzuspielen, da die beiden anderen erst in der organischen Natur entdeckt wurden. Sein Radical wird dann Lithium genannt werden." (Mr. August Arfwedson, a young, very meritorious chemist, who has worked in my laboratory for a year, found during an analysis of petalite from Uto's iron mine, an alkaline component … We've named it lithion, in order to allude thereby to its first discovery in the mineral realm, since the two others were first discovered in organic nature. Its radical will then be named "lithium".)
  7. ^ Johan August Arfwedson”. Periodic Table Live!. Arhivat din original la 7 octombrie 2010. http://web.archive.org/web/20101007084500/http://www.chemeddl.org/collections/ptl/ptl/chemists/bios/arfwedson.html. Accesat la 10 august 2009. 
  8. ^ Johan Arfwedson”. Arhivat din original la 5 iunie 2008. http://web.archive.org/web/20080605152857/http://genchem.chem.wisc.edu/lab/PTL/PTL/BIOS/arfwdson.htm. Accesat la 10 august 2009. 
  9. ^ a b c van der Krogt, Peter. „Lithium”. Elementymology & Elements Multidict. http://elements.vanderkrogt.net/element.php?sym=Li. Accesat la 5 octombrie 2010. 
  10. ^ Clark, Jim (2005). „Compounds of the Group 1 Elements. http://www.chemguide.co.uk/inorganic/group1/compounds.html. Accesat la 10 august 2009. 
  11. ^ Eroare la citare: Etichetă <ref> invalidă; niciun text nu a fost furnizat pentru ref-urile numite krebs
  12. ^ C. G. Gmelin (1818) "Von dem Lithon" (On lithium) Annalen der Physik, 59 : 238-241. From p. 238: "Es löste sich in diesem ein Salz auf, das an der Luft zerfloss, und nach Art der Strontiansalze den Alkohol mit einer purpurrothen Flamme brennen machte." (There dissolved in this [solvent; namely, absolute alcohol] a salt that deliquesced in air, and in the manner of strontium salts, caused the alcohol to burn with a purple-red flame.)
  13. ^ a b Enghag, Per (2004). Encyclopedia of the Elements: Technical Data – History –Processing – Applications. Wiley. pp. 287–300. ISBN 978-3-527-30666-4 
  14. ^ William Thomas Brande, A Manual of Chemistry, … , 2nd ed. (London, England: John Murray, 1821), vol. 2, pp. 57-58.
  15. ^ Emsley, John (2001). Nature's Building Blocks. Oxford: Oxford University Press. ISBN 0-19-850341-5 
  16. ^ Various authors (1818). „The Quarterly journal of science and the arts” (PDF). The Quarterly Journal of Science and the Arts (Royal Institution of Great Britain) 5: 338. http://books.google.com/?id=D_4WAAAAYAAJ. Accesat la 5 octombrie 2010. 
  17. ^ Timeline science and engineering”. DiracDelta Science & Engineering Encyclopedia. http://www.diracdelta.co.uk/science/source/t/i/timeline/source.html. Accesat la 18 septembrie 2008. 
  18. ^ Brande, William Thomas; MacNeven, William James (1821). A manual of chemistry. Long. p. 191. http://books.google.com/?id=zkIAAAAAYAAJ. Accesat la 8 octombrie 2010 
  19. ^ R. Bunsen (1855) "Darstellung des Lithiums" (Preparation of lithium), Annalen der Chemie und Pharmacie, 94 : 107-111.
  20. ^ Green, Thomas (11 iunie 2006). „Analysis of the Element Lithium”. echeat. http://www.echeat.com/free-essay/Analysis-of-the-Element-Lithium-29195.aspx. 
  21. ^ Garrett, Donald E (5 aprilie 2004). Handbook of Lithium and Natural Calcium Chloride. p. 99. ISBN 9780080472904. http://books.google.de/books?id=Ua2SVcUBHZgC&pg=PA99 
  22. ^ Eroare la citare: Etichetă <ref> invalidă; niciun text nu a fost furnizat pentru ref-urile numite Coplen2002
  23. ^ a b Ober, Joyce A. (1994). „Commodity Report 1994: Lithium”. United States Geological Survey. http://minerals.usgs.gov/minerals/pubs/commodity/lithium/450494.pdf. Accesat la 3 noiembrie 2010. 
  24. ^ a b Deberitz, Jürgen; Boche, Gernot (2003). „Lithium und seine Verbindungen – Industrielle, medizinische und wissenschaftliche Bedeutung”. Chemie in unserer Zeit 37 (4): 258. doi:10.1002/ciuz.200300264. 
  25. ^ Ober, Joyce A. (1994). „Minerals Yearbook 2007 : Lithium”. United States Geological Survey. http://minerals.usgs.gov/minerals/pubs/commodity/lithium/myb1-2007-lithi.pdf. Accesat la 3 noiembrie 2010. 
  26. ^ Kogel, Jessica Elzea (2006). „Lithium”. Industrial minerals & rocks: commodities, markets, and uses. Littleton, Colo.: Society for Mining, Metallurgy, and Exploration. p. 599. ISBN 978-0-87335-233-8. http://books.google.com/?id=zNicdkuulE4C&pg=PA600&lpg=PAPA599 
  27. ^ McKetta, John J. (18 iulie 2007). Encyclopedia of Chemical Processing and Design: Volume 28 – Lactic Acid to Magnesium Supply-Demand Relationships. M. Dekker. ISBN 978-0-8247-2478-8. http://books.google.com/books?id=8erDL_DnsgAC&pg=PA339. Accesat la 29 septembrie 2010 

Vezi și[modificare | modificare sursă]

Legături externe[modificare | modificare sursă]

Bibliografie[modificare | modificare sursă]

  • D. Marian, Metale de înaltă puritate, Editura Tehnică, 1988
  • A Banciu Din istoria descoperirii elementelor chimice, ESE,1981
  • Liviu Oniciu Chimie fizică. Electrochimie ed I, II EDP 1974, 1977
  • Liviu Oniciu Conversia electrochimică a energiei 1977

Bibliografie suplimentară[modificare | modificare sursă]