LITIJ: ZGODOVINA, STRUKTURA, LASTNOSTI, TVEGANJA IN UPORABE - KEMIJA - 2026

Litijev je kovinski element, katerega kemijska simbol pomeni Li in atomsko število 3. To je tretji element periodnega sistema in vodi skupine 1 alkalijskih kovin. Od vseh kovin je tista z najnižjo gostoto in najvišjo specifično toploto. Tako lahka je, da lahko plava po vodi.

Ime izvira iz grške besede "lithos", kar pomeni kamen. Tako so ji dali ime, ker so ga odkrili prav kot del nekaterih mineralov v magnetnih kamninah. Poleg tega je pokazal značilne lastnosti, podobne lastnostim kovin natrija in kalcija, ki so jih našli v rastlinskem pepelu.

Kovinski litijevi deli prevlečeni z nitridno plastjo, ki je shranjena v argonu. Vir: Hi-Res slike kemičnih elementov

Ima en sam valenčni elektron in v večini svojih reakcij izgubi, da postane kation Li ⁺ ; ali z deljenjem v kovalentni vezi z ogljikom, Li-C v organolitijevih spojinah (kot so alkil litiji).

Tako kot mnoge druge kovine je videz srebrno trdne snovi, ki lahko postane sivkast, če je izpostavljen vlagi. Ko reagira z dušikom na zraku, lahko tvori črnkaste plasti (zgornja slika) in tvori nitrid.

Kemično je identičen s svojimi sorodnimi napravami (Na, K, Rb, Cs, Fr), vendar manj reaktiven, saj en sam njegov elektron doživlja veliko večjo privlačno silo zaradi bližine, pa tudi zaradi slabega zaščitnega učinka svojih dveh notranji elektroni. Po drugi strani reagira kot magnezij zaradi pristranskosti.

V laboratoriju lahko prepoznamo litijeve soli tako, da jih segrevamo v vžigalniku; videz močnega grimastega plamena bo potrdil njegovo prisotnost. Pravzaprav ga pogosto uporabljamo v učnih laboratorijih za analitične tekme.

Uporaba se razlikuje od tega, da se uporablja kot dodatek za keramiko, kozarce, zlitine ali livarske mešanice, do hladilnega medija in oblikovanja zelo učinkovitih in majhnih baterij; čeprav eksploziven, glede na reaktivno naravo litija. To je kovina z največjo nagnjenostjo k oksidaciji in zato tisto, ki svoj elektron najlažje odda.

Zgodovina

Odkritje

Prvi pojav litija v vesolju sega daleč, nekaj minut po velikem udaru, ko sta se jedra vodika in helija zlila. Vendar je človeško potrebovalo čas, da ga je opredelilo kot kemični element.

Bilo je leta 1800, ko je brazilski znanstvenik José Bonifácio de Andrada e Silva na švedskem otoku Utö odkril minerale spodumene in petalit. S tem je našel prve uradne vire litija, vendar o njem še vedno ni bilo nič znanega.

Leta 1817 je švedski kemik Johan August Arfwedson uspel iz teh dveh mineralov izolirati sulfatno sol, ki je vsebovala drug element kot kalcij ali natrij. Do takrat je August Johan delal v laboratorijih znanega švedskega kemika Jönsa Jacoba Berzeliusa.

Berzelius je ta novi element, proizvod njegovih opazovanj in poskusov, imenoval "lithos", kar v grščini pomeni kamen. Tako bi lahko litij končno prepoznali kot nov element, vendar ga je bilo treba še vedno izolirati.

Izolacija

Le leto kasneje, leta 1821, sta William Thomas Brande in sir Humphry Davy uspela izolirati litij kot kovino z uporabo elektrolize na litijevem oksidu. Čeprav so bile v zelo majhnih količinah, so bile dovolj za opazovanje njegove reaktivnosti.

Leta 1854 sta Robert Wilhelm Bunsen in Augustus Matthiessen iz elektrolize litijevega klorida uspela proizvesti litijeve kovine v večjih količinah. Od tu se je začela proizvodnja in trgovina, povpraševanje pa bi raslo, ko so bile zaradi njegovih edinstvenih lastnosti najdene nove tehnološke aplikacije.

Struktura in elektronska konfiguracija

Kristalna struktura kovinskega litija je telesno usmerjena kubika (bcc). Od vseh kompaktnih kubičnih struktur je ta najmanj gosta in je skladna s svojo značilnostjo kot najlažja in najmanj gosta kovina od vseh.

V njem so atomi Li obkroženi z osmimi sosedi; to pomeni, da je Li v središču kocke, na vogalih pa štiri Li. Ta bcc faza se imenuje tudi α-Li (čeprav to ime očitno ni zelo razširjeno).

Faze

Tako kot velika večina trdnih kovin ali spojin lahko tudi pri prehodu v temperaturo ali tlak pride do faznih prehodov; dokler niso utemeljene. Tako litij kristalizira z romboedrsko strukturo pri zelo nizkih temperaturah (4,2 K). Atomi Li so skoraj zamrznjeni in v svojih položajih manj vibrirajo.

Ko se tlak poveča, pridobi bolj kompaktne šesterokotne strukture; in s povečanjem še več, litij opravi druge prehode, za katere ni bilo značilno, da je bilo rentgensko difrakcijo v celoti.

Zato se lastnosti tega "stisnjenega litija" še preučujejo. Prav tako še ni razumljeno, kako njeni trije elektroni, od katerih je eden valenca, posegajo v svoje vedenje kot polprevodnik ali kovina pri teh visokotlačnih pogojih.

Tri elektrone namesto enega

Zanimivo se zdi, da litij na tej točki ostaja "nepregledna knjiga" za tiste, ki se ukvarjajo s kristalografsko analizo.

To je zato, ker je elektronska konfiguracija 2s ¹ , s tako malo elektronov pa komajda vpliva na sevanje, ki se uporablja za razjasnitev njegovih kovinskih kristalov.

Nadalje je teoretično, da se orbiti 1s in 2s prekrivata pri velikih pritiskih. To pomeni, da notranji elektroni (1s ² ) in valenčni elektroni (2s ¹ ) urejajo elektronske in optične lastnosti litija v teh super kompaktnih fazah.

Oksidacijsko število

Ko rečem, da je litijeva elektronska konfiguracija 2s ¹ , lahko izgubi en sam elektron; druga dva, iz notranje orbital 1s ² , pa bi potrebovala veliko energije za odstranjevanje.

Zato litij sodeluje v skoraj vseh svojih spojinah (anorganskih ali organskih) z oksidacijskim številom +1. To pomeni, da je v svojih vezeh Li-E, kjer je E kateri koli element, domneval obstoj kation Li ⁺ (ne glede na to, ali je ta vez ionska ali kovalentna).

Oksidacijsko število -1 je malo verjetno za litij, saj bi se moralo vezati na element, ki je manj elektronegativen od njega; dejstvo, da je samo po sebi težko to kovino zelo elektropozitivno.

Ta negativna oksidacijska številka bi predstavljala elektronsko konfiguracijo 2s ² (za pridobitev enega elektrona) in bi bila tudi izoelektronska za berilij. Zdaj bi domnevali obstoj Li ^- aniona , njegove izpeljane soli pa bi se imenovale litiuros.

Zaradi velikega oksidacijskega potenciala njegove spojine večinoma vsebujejo kation Li ⁺ , ki lahko, ker je tako majhen, izvaja polarizirajoč učinek na kolobarne anione in tvori kovalentne vezi Li-E.

Lastnosti

Crvenkast plamen litijevih spojin. Vir: Antti T. Nissinen (https://www.flickr.com/photos/veisto/2128261964)

Fizični videz

Srebrno-bela kovina z gladko teksturo, katere površina ob oksidaciji postane siva ali potemni, ko reagira neposredno z dušikom v zraku in tvori ustrezen nitrid. Tako lahka je, da plava v vodi ali olju.

Je tako gladka, da jo lahko celo režete z nožem ali celo s nohti, kar sploh ne bi bilo priporočljivo.

Molarna masa

6,941 g / mol.

Tališče

180,50 ° C.

Vrelišče

1330 ° C.

Gostota

0,534 g / ml pri 25 ° C.

Topnost

Ja, plava v vodi, a takoj začne reagirati z njo. Topen je v amoniaku, kjer se raztopijo njegovi elektroni, da nastanejo modre barve.

Parni tlak

0,818 mm Hg pri 727 ° C; to pomeni, da tudi pri visokih temperaturah njegovi atomi komaj uidejo v plinsko fazo.

Elektronegativnost

0,98 po Paulingovi lestvici.

Ionizacijske energije

Najprej: 520,2 kJ / mol

Drugo: 7298,1 kJ / mol

Tretjič: 11815 kJ / mol

Te vrednosti ustrezajo energiji, ki je potrebna za pridobivanje plinastih ionov Li ⁺ , Li ²⁺ in Li ³⁺ .

Temperatura samovžiga

179 ° C.

Površinska napetost

398 mN / m pri njegovem tališču.

Viskoznost

V tekočem stanju je manj viskozen kot voda.

Vročina fuzije

3,00 kJ / mol.

Toplota izparevanja

136 kJ / mol.

Molarna toplotna zmogljivost

24.860 J / mol · K. Ta vrednost je izjemno visoka; najvišji od vseh elementov.

Mohsova trdota

0,6

Izotopi

V naravi se litij pojavlja v obliki dveh izotopov: ⁶ Li in ⁷ Li. Atomska masa 6.941 u kaže samo, katera od teh je najbolj bogata: ⁷ Li. Slednji predstavlja približno 92,4% vseh litijevih atomov; medtem ko je ⁶ Li, približno 7,6%.

V živih bitjih organizem daje prednost ⁷ Li do ⁶ Li; vendar je v mineraloških matrikah bolje sprejet izotop ⁶ Li, zato se njegov odstotek številčnosti poveča nad 7,6%.

Reaktivnost

Čeprav je manj reaktivna kot druge alkalne kovine, je še vedno dokaj aktivna kovina, zato je ni mogoče izpostaviti atmosferi brez oksidacije. Glede na pogoje (temperatura in tlak) reagira z vsemi plinastimi elementi: vodikom, klorom, kisikom, dušikom; in s trdnimi snovmi, kot sta fosfor in žveplo.

Nomenklatura

Drugih imen za litijeve kovine ni. Kar zadeva njegove spojine, je velik del njih poimenovan po sistematični, tradicionalni ali staležni nomenklaturi. Njegovo oksidacijsko stanje +1 je praktično nespremenjeno, zato v nomenklaturi zalog na koncu imena ni zapisano (I).

Primeri

Na primer, upoštevajte spojini Li ₂ O in Li ₃ N.

Li ₂ O prejme naslednja imena:

- Litijev oksid v skladu z nomenklaturo zalog

- Litijev oksid po tradicionalni nomenklaturi

- Dilitijev monoksid v skladu s sistematično nomenklaturo

Medtem ko se imenuje Li ₃ N:

- Litijev nitrid, nomenklatura zalog

- Litijev nitrid, tradicionalna nomenklatura

- Trilitijev mononitrid, sistematična nomenklatura

Biološka vloga

V kolikšni meri je litij lahko ali ne bo bistven za organizme, ni znano. Prav tako so mehanizmi, s katerimi se lahko presnavlja, negotovi in ​​jih še preučujejo.

Zato ni znano, kakšne pozitivne učinke ima dieta, "bogata" z litijem; čeprav ga lahko najdemo v vseh tkivih telesa; zlasti v ledvicah.

Regulator ravni seratonina

Znan je farmakološki učinek nekaterih litijevih soli na telo, zlasti na možgane ali živčni sistem. Na primer, uravnava ravni serotonina, molekule, ki je odgovorna za kemične vidike sreče. Kljub temu ni redko, če pomislimo, da spremeni ali spremeni razpoloženje bolnikov, ki jih uživajo.

Vseeno pa odsvetujejo uživanje litija skupaj z zdravili, ki se borijo z depresijo, saj obstaja tveganje, da serotonin preveč poviša.

Ne pomaga samo v boju proti depresiji, ampak tudi pri bipolarnih in shizofrenih motnjah, pa tudi pri drugih možnih nevroloških motnjah.

Pomanjkanje

Špekuliramo, da imajo posamezniki z dietami, ki vsebujejo slabo litij, bolj nagnjeni k depresiji ali storitvi samomora ali umora. Vendar formalno učinki njegove pomanjkljivosti ostajajo neznani.

Kje najti in izdelati

Litija ni mogoče najti v zemeljski skorji, še manj v morjih ali ozračju, kot čisto svetleče kovine. Namesto tega je skozi milijone let doživela preobrazbe, ki so jo postavile kot Li ⁺ ion (predvsem) v nekaterih rudninah in kamninah.

Ocenjujejo, da se njegova koncentracija v zemeljski skorji giblje med 20 in 70 ppm (del na milijon), kar je približno približno 0,0004%. Medtem ko je v morskih vodah, je njegova koncentracija v razponu 0,14 in 0,25 ppm; to pomeni, da je litij obilji s kamni in minerali kot v slanici ali morskem dnu.

Minerali

Spodumene kremen, eden izmed naravnih virov litija. Vir: Rob Lavinsky, iRocks.com - CC-BY-SA-3.0

Minerali, kjer je ta kovina, so naslednji:

- spodumene, LiAl (SiO ₃ ) ₂

- Petalit, LiAlSi ₄ O ₁₀

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

Ti trije minerali imajo skupno to, da so litijevi aluminosilikati. Obstajajo tudi drugi minerali, iz katerih lahko izvlečemo kovino, na primer gline ambligonit, elbait, tripilit, evkriptit ali hektorit. Vendar je spodumene mineral, iz katerega se pridobi največja količina litija. Ti minerali sestavljajo nekatere magnetne kamnine, kot sta granit ali pegmatit.

Morske vode

Glede na morje se pridobiva iz slanice kot litijev klorid, hidroksid ali karbonat, LiCl, LiOH in Li ₂ CO ₃ . Na enak način ga je mogoče dobiti iz jezer ali lagun ali v različnih naslagah slanice.

Na splošno se litij uvršča na 25. mesto po številu elementov na Zemlji, kar dobro ujema s svojo nizko koncentracijo v zemlji in vodi, zato velja za razmeroma redek element.

Zvezde

Litij najdemo pri mladih zvezdah v večjem številu kot v starejših zvezdah.

Za pridobivanje ali proizvodnjo te kovine v čistem stanju obstajata dve možnosti (ignoriranje ekonomskih ali donosnih vidikov): izvleči jo z rudarjenjem ali zbrati v slanici. Slednji je prevladujoč vir v proizvodnji kovinskega litija.

Proizvodnja kovinskega litija z elektrolizo

Iz slanice dobimo staljeno mešanico LiCl, ki jo lahko nato podvržemo elektrolizi, da ločimo sol na njene elementarne sestavine:

LiCl (l) → Li (s) + 1/2 Cl ₂ (g)

Medtem ko se minerali prebavijo v kislem mediju, da pridobijo svoje ione Li ⁺ po postopkih ločevanja in čiščenja.

Čile je postavljen kot največji proizvajalec litija na svetu, pridobivajo ga iz soli Atacama. Na isti celini sledi Argentina, država, ki LiCl pridobiva iz Salar del Hombre Muerto in nazadnje Bolivije. Vendar je Avstralija največji proizvajalec litija z izkoriščanjem spodumene.

Reakcije

Najbolj znana reakcija litija je tista, ki pride v stik z vodo:

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

LiOH je litijev hidroksid in, kot je razvidno, proizvaja vodikov plin.

Reagira s plinastim kisikom in dušikom, da tvori naslednje izdelke:

4Li (s) + O ₂ (g) → 2Li ₂ O (s)

2Li (s) + O ₂ (g) → 2Li ₂ O ₂ (s)

Li ₂ O je litijev oksid, ki se tvori nad peroksidom Li ₂ O ₂ .

6Li (s) + N ₂ (g) → 2Li ₃ N (s)

Litij je edina alkalna kovina, ki lahko reagira z dušikom in povzroči ta nitrid. V vseh teh spojinah je mogoče domnevati obstoj kationa Li ⁺ , ki sodeluje v ionskih vezh s kovalentnim značajem (ali obratno).

Prav tako lahko neposredno in burno reagira s halogeni:

2Li (s) + F ₂ (g) → LiF (i)

Prav tako reagira s kislinami:

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

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

Spojine LiF, LiCl in LiNO ₃ so litijev fluorid, klorid in nitrat.

Glede njegovih organskih spojin je najbolj znan litijev butil:

2 Li + C ₄ H ₉ X → C ₄ H ₉ Li + LiX

Če je X atom halogena in C ₄ H ₉ X je alkil halid.

Tveganja

Čista kovina

Litij burno reagira z vodo in lahko reagira z vlago na koži. Zato bi, če bi nekdo kos z golimi rokami, povzročil opekline. In če je granuliran ali v obliki prahu, se prižge pri sobni temperaturi in tako predstavlja nevarnost požara.

Za ravnanje s to kovino je treba uporabiti rokavice in zaščitna očala, saj lahko minimalen stik z očmi povzroči močno draženje.

Če ga vdihnete, so lahko učinki še hujši, kurjenje dihalnih poti in pljučni edem zaradi notranjega nastanka LiOH, kavstične snovi.

Ta kovina mora biti shranjena potopljena v olje ali v suhi atmosferi in bolj inertna kot dušik; na primer v argonu, kot je prikazano na prvi sliki.

Spojine

Spojine, pridobljene iz litija, zlasti njegove soli, na primer karbonat ali citrat, so veliko varnejše. Če ljudje, ki jih zaužijejo, spoštujejo indikacije, ki so jih predpisali njihovi zdravniki.

Nekateri od številnih neželenih učinkov, ki jih lahko povzroči pri bolnikih, so: driska, slabost, utrujenost, omotica, lahkotnost, tresenje, prekomerno uriniranje, žeja in povečanje telesne teže.

Učinki so pri nosečnicah lahko še resnejši, saj vplivajo na zdravje ploda ali na večje porodne okvare. Prav tako njegov vnos odsvetuje doječim materam, saj lahko litij prehaja iz mleka na dojenčka, od tam pa se razvijejo vse vrste anomalij ali negativnih učinkov.

Prijave

Najbolj znane uporabe te kovine na priljubljeni ravni prebivajo na področju medicine. Ima pa uporabo tudi na drugih področjih, zlasti pri shranjevanju energije z uporabo baterij.

Metalurgija

Litijeve soli, še posebej Li ₂ CO ₃ , služijo kot dodatek v livarskih postopkih za različne namene:

-Dega

-Desulfurizira

-Predeljuje zrna barvnih kovin

-Povečuje pretočnost žlindre vlivnih kalupov

-Zmanjša temperatura taljenja v aluminijastih ulitkih zahvaljujoč visoki specifični toploti.

Organometalik

Alkilijeve litijeve spojine se uporabljajo za alkiliranje (dodajanje R stranskih verig) ali arilne (dodajo Ar aromatske skupine) molekularne strukture. Izstopajo po dobri topnosti v organskih topilih in po tem, da v reakcijskem mediju niso tako reaktivni; zato služi kot reagenti ali katalizatorji za več organskih sintez.

Maziva

Litijev stearat (produkt reakcije med maščobo in LiOH) dodamo olju, da nastane mazljiva zmes.

To litijevo mazivo je odporno na visoke temperature, se pri strjevanju ne strdi in je inertno na kisik in vodo. Zato najde uporabo v vojaških, vesoljskih, industrijskih, avtomobilskih itd. Aplikacijah.

Keramični in stekleni dodatek

Kozarci ali keramika, ki jih obdelujemo z Li ₂ O, pri topljenju pridobijo manjše viskoznosti in večjo odpornost proti toplotnemu raztezanju. Na primer, kuhinjski pripomočki so narejeni iz teh materialov in Pyrex steklo ima tudi to spojino v svoji sestavi.

Zlitine

Ker je tako lahka kovina, so tudi njene zlitine; med njimi aluminij-litij. Ko jih dodamo kot dodatek, jim ne daje le manjše teže, ampak tudi večjo odpornost na visoke temperature.

Hladilno sredstvo

Njegova visoka specifična toplota je idealna za uporabo kot hladilno sredstvo v procesih, kjer se sprošča veliko toplote; na primer v jedrskih reaktorjih. To je zato, ker "stane" dvig temperature in zato preprečuje, da bi toplota zlahka sevala na zunanjo stran.

Baterije

In najbolj obetavna uporaba vseh je na trgu litij-ionskih baterij. Te izkoristijo enostavnost, s katero se litij oksidira do Li ^+, da uporabi sproščeni elektron in aktivira zunanji tokokrog. Tako so elektrode izdelane iz kovinskega litija ali zlitin le-teh, kjer lahko Li ⁺ prepletajo in potujejo skozi elektrolitski material.

Kot zadnja radovednost je glasbena skupina Evanescense temu mineralu namenila pesem z naslovom "Litij".

Reference

1. Shiver & Atkins. (2008). Anorganska kemija. (Četrta izdaja). Mc Graw Hill.
2. Lawrence Livermore National Laboratory. (23. junij 2017). Pokuka v kristalno strukturo litija. Pridobljeno: phys.org
3. F. Degtyareva. (sf). Kompleksne strukture gostega litija: elektronski izvor. Inštitut za fiziko trdnih snovi Ruske akademije znanosti, Černogolovka, Rusija.
4. (2019). Litij. Pridobljeno: chemistryexplained.com
5. Nacionalni center za informacije o biotehnologiji. (2019). Litij. Baza podatkov PubChem. CID = 3028194. Pridobljeno: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
6. Eric Eason. (30. november 2010). Svetovna dobava litija. Pridobljeno iz: big.stanford.edu
7. Wietelmann, U., in Klett, J. (2018). 200 let litija in 100 let organsko-litijeve kemije. Zeitschrift fur anorganische und allgemeine Chemie, 644 (4), 194–204. doi: 10.1002 / zaac.201700394