LITHIUM: GESCHIEDENIS, STRUCTUUR, EIGENSCHAPPEN, RISICO'S EN TOEPASSINGEN - CHEMIE - 2026

Het lithium is een metalen element waarvan de chemische symbool Li en atoomnummer 3. Het is het derde element van het periodiek systeem en leidt de groep 1 alkalimetalen. Van alle metalen is het degene met de laagste dichtheid en de hoogste soortelijke warmte. Het is zo licht dat het op water kan drijven.

De naam is afgeleid van het Griekse woord 'lithos' wat steen betekent. Ze gaven het deze naam omdat het precies werd ontdekt als onderdeel van sommige mineralen in stollingsgesteenten. Bovendien vertoonde het karakteristieke eigenschappen die vergelijkbaar waren met die van de metalen natrium en calcium, die werden aangetroffen in plantaardige as.

Metalen lithium onderdelen gecoat met een nitridelaag opgeslagen in argon. Bron: hoge resolutie afbeeldingen van chemische elementen

Het heeft een enkel valentie-elektron, dat het verliest om het Li ⁺ -kation te worden in de meeste van zijn reacties; of door het te delen in een covalente binding met koolstof, Li-C in organolithiumverbindingen (zoals alkyllithiumverbindingen).

Het uiterlijk, net als veel andere metalen, is dat van een zilverachtige vaste stof die grijsachtig kan worden als het wordt blootgesteld aan vocht. Het kan zwartachtige lagen vertonen (bovenste afbeelding), wanneer het reageert met stikstof in de lucht om een ​​nitride te vormen.

Chemisch gezien is het identiek aan zijn soortgenoten (Na, K, Rb, Cs, Fr), maar minder reactief omdat het enkele elektron een veel grotere aantrekkingskracht ervaart doordat het dichter bij het is, evenals vanwege het slechte afschermeffect van zijn twee. interne elektronen. Het reageert op zijn beurt als magnesium vanwege het vertekende effect.

In het laboratorium kunnen lithiumzouten worden geïdentificeerd door ze in een aansteker te verhitten; het verschijnen van een intense karmozijnrode vlam zal zijn aanwezigheid bevestigen. In feite wordt het vaak gebruikt in leslaboratoria voor analytische runs.

De toepassingen variëren van het gebruik als additief voor keramiek, glas, legeringen of gieterijmengsels tot als koelmedium en het ontwerp van zeer efficiënte en kleine batterijen; hoewel explosief, gezien de reactieve aard van lithium. Het is het metaal met de grootste neiging om te oxideren en daarom het metaal dat zijn elektron het gemakkelijkst opgeeft.

Geschiedenis

Ontdekking

De eerste verschijning van lithium in het universum dateert van ver, een paar minuten na de oerknal, toen de kernen van waterstof en helium samensmolten. Het kostte echter aards tijd voordat de mensheid het als een chemisch element identificeerde.

Het was in 1800, toen de Braziliaanse wetenschapper José Bonifácio de Andrada e Silva de mineralen spodumeen en bloembladiet ontdekte op het Zweedse eiland Utö. Hiermee had hij de eerste officiële lithiumbronnen gevonden, maar er was nog niets over hem bekend.

In 1817 kon de Zweedse chemicus Johan August Arfwedson uit deze twee mineralen een sulfaatzout isoleren dat een ander element dan calcium of natrium bevatte. August Johan werkte toen in de laboratoria van de beroemde Zweedse chemicus Jöns Jacob Berzelius.

Het was Berzelius die dit nieuwe element, een product van zijn observaties en experimenten, 'lithos' noemde, wat in het Grieks steen betekent. Lithium kon dus eindelijk worden herkend als een nieuw element, maar het was nog steeds nodig om het te isoleren.

Isolatie

Slechts een jaar later, in 1821, slaagden William Thomas Brande en Sir Humphry Davy erin lithium als metaal te isoleren door elektrolyse toe te passen op lithiumoxide. Hoewel ze in zeer kleine hoeveelheden waren, waren ze voldoende om de reactiviteit ervan te observeren.

In 1854 waren Robert Wilhelm Bunsen en Augustus Matthiessen in staat om lithiummetaal in grotere hoeveelheden te produceren uit de elektrolyse van lithiumchloride. Vanaf hier was de productie en handel begonnen, en de vraag zou toenemen naarmate er nieuwe technologische toepassingen werden gevonden als gevolg van de unieke eigenschappen ervan.

Structuur en elektronische configuratie

De kristallijne structuur van metallisch lithium is lichaamsgecentreerd kubisch (bcc). Van alle compacte kubusvormige structuren is dit de minst dichte en komt overeen met zijn karakteristiek als het lichtste en minst dichte metaal van allemaal.

Daarin zijn de Li-atomen omgeven door acht buren; dat wil zeggen, de Li bevindt zich in het midden van de kubus, met vier Li bovenaan en onderaan op de hoeken. Deze bcc-fase wordt ook wel α-Li genoemd (hoewel deze naam blijkbaar niet erg wijdverspreid is).

Fasen

Net als de overgrote meerderheid van vaste metalen of verbindingen kunnen ze faseovergangen ondergaan wanneer ze veranderingen in temperatuur of druk ervaren; zolang ze niet gegrond zijn. Lithium kristalliseert dus met een rhombohedrale structuur bij zeer lage temperaturen (4,2 K). Li-atomen zijn bijna bevroren en trillen minder in hun posities.

Wanneer de druk wordt verhoogd, krijgt het compactere hexagonale structuren; en door nog meer toe te nemen, ondergaat lithium andere overgangen die niet volledig zijn gekenmerkt door röntgendiffractie.

Daarom worden de eigenschappen van dit "gecomprimeerde lithium" nog bestudeerd. Evenzo is het nog niet duidelijk hoe zijn drie elektronen, waarvan er één een valentie is, tussenkomen in zijn gedrag als halfgeleider of metaal onder deze hoge drukomstandigheden.

Drie elektronen in plaats van één

Het lijkt merkwaardig dat lithium op dit moment een "ondoorzichtig boek" blijft voor degenen die zich bezighouden met kristallografische analyse.

Dit komt omdat, hoewel de elektronische configuratie 2s ^{1 is} , deze met zo weinig elektronen nauwelijks kan interageren met de straling die wordt toegepast om de metallische kristallen ervan op te helderen.

Verder wordt getheoretiseerd dat de 1s en 2s orbitalen overlappen bij hoge drukken. Dat wil zeggen, zowel de interne elektronen (1s ² ) als de valentie- elektronen (2s ¹ ) bepalen de elektronische en optische eigenschappen van lithium in deze supercompacte fasen.

Oxidatiegetal

Hoewel de elektronenconfiguratie van lithium 2s ^{1 is} , kan het een enkel elektron verliezen; de andere twee, uit de 1s ² binnenste orbitaal , zouden veel energie vergen om te verwijderen.

Daarom neemt lithium deel aan bijna al zijn verbindingen (anorganisch of organisch) met een oxidatiegetal van +1. Dit betekent dat in zijn bindingen, Li-E, waar E een element is, het bestaan ​​van het Li ⁺ -kation wordt verondersteld (of deze binding ionisch of covalent is).

Het oxidatiegetal -1 is onwaarschijnlijk voor lithium, aangezien het zou moeten binden aan een element dat veel minder elektronegatief is dan het; feit dat op zichzelf al moeilijk is, omdat dit metaal erg elektropositief is.

Dit negatieve oxidatiegetal zou een elektronische configuratie van 2s ² vertegenwoordigen (om één elektron te krijgen), en het zou ook iso-elektronisch zijn voor beryllium. Nu zou het bestaan ​​van het Li ^- anion worden aangenomen , en de daarvan afgeleide zouten zouden lithuros worden genoemd.

Vanwege het grote oxidatiepotentieel bevatten de verbindingen meestal het Li ⁺ -kation , dat, omdat het zo klein is, een polariserend effect kan uitoefenen op omvangrijke anionen om Li-E covalente bindingen te vormen.

Eigendommen

De karmozijnrode vlam van lithiumverbindingen. Bron: Antti T. Nissinen (https://www.flickr.com/photos/veisto/2128261964)

Fysiek uiterlijk

Zilverachtig wit metaal met een gladde textuur, waarvan het oppervlak grijsachtig wordt bij oxidatie of donker wordt wanneer het direct reageert met stikstof in de lucht om het overeenkomstige nitride te vormen. Het is zo licht dat het in water of olie drijft.

Het is zo glad dat het zelfs met een mes of zelfs met je vingernagels kan worden gesneden, wat helemaal niet aan te raden is.

Molaire massa

6.941 g / mol.

Smeltpunt

180,50 ° C.

Kookpunt

1330 ° C.

Dichtheid

0,534 g / ml bij 25 ° C.

Oplosbaarheid

Ja, het drijft in water, maar het begint er meteen mee te reageren. Het is oplosbaar in ammoniak, waar wanneer het oplost de elektronen worden opgelost om blauwe kleuren te produceren.

Dampdruk

0,818 mm Hg bij 727 ° C; dat wil zeggen, zelfs bij hoge temperaturen kunnen zijn atomen nauwelijks ontsnappen in de gasfase.

Elektronegativiteit

0,98 op de schaal van Pauling.

Ionisatie-energieën

Ten eerste: 520,2 kJ / mol

Ten tweede: 7298,1 kJ / mol

Ten derde: 11815 kJ / mol

Deze waarden komen overeen met de energieën die nodig zijn om respectievelijk de gasvormige ionen Li ⁺ , Li ²⁺ en Li ³⁺ te verkrijgen.

Zelfontbranding temperatuur

179 ° C.

Oppervlaktespanning

398 mN / m op zijn smeltpunt.

Viscositeit

In vloeibare toestand is het minder stroperig dan water.

Warmte van fusie

3,00 kJ / mol.

Warmte van verdamping

136 kJ / mol.

Molaire warmtecapaciteit

24.860 J / mol · K. Deze waarde is buitengewoon hoog; de hoogste van alle elementen.

Mohs-hardheid

0,6

Isotopen

In de natuur komt lithium voor in de vorm van twee isotopen: ⁶ Li en ⁷ Li. Alleen al de atoommassa 6.941 u geeft aan welke van de twee het meest voorkomt: ⁷ Li. Dit laatste maakt ongeveer 92,4% van alle lithiumatomen uit; terwijl ⁶ Li, ongeveer 7,6% van hen.

Bij levende wezens geeft het organisme de voorkeur aan ⁷ Li boven ⁶ Li; In mineralogische matrices wordt de ⁶ Li- isotoop echter beter ontvangen en daarom neemt het percentage abundantie toe tot boven 7,6%.

Reactiviteit

Hoewel het minder reactief is dan de andere alkalimetalen, is het nog steeds een redelijk actief metaal, zodat het niet aan de atmosfeer kan worden blootgesteld zonder oxidatie te ondergaan. Afhankelijk van de omstandigheden (temperatuur en druk) reageert het met alle gasvormige elementen: waterstof, chloor, zuurstof, stikstof; en met vaste stoffen zoals fosfor en zwavel.

Nomenclatuur

Er zijn geen andere namen voor lithiummetaal. Wat betreft de verbindingen, een groot deel ervan wordt genoemd volgens de systematische, traditionele of standaardnomenclaturen. De oxidatietoestand van +1 is praktisch ongewijzigd, dus in de standaardnomenclatuur staat de (I) niet aan het einde van de naam.

Voorbeelden

Beschouw bijvoorbeeld de verbindingen Li ₂ O en Li ₃ N.

De Li ₂ O krijgt de volgende namen:

- Lithiumoxide, volgens de voorraadnomenclatuur

- Lithisch oxide, volgens traditionele nomenclatuur

- Dilithiummonoxide, volgens de systematische nomenclatuur

Terwijl Li ₃ N wordt genoemd:

- Lithiumnitride, voorraadnomenclatuur

- Lithisch nitride, traditionele nomenclatuur

- Trilithiummononitride, systematische nomenclatuur

Biologische rol

De mate waarin lithium al dan niet essentieel is voor organismen is onbekend. Evenzo zijn de mechanismen waarmee het zou kunnen worden gemetaboliseerd, onzeker en worden ze nog bestudeerd.

Daarom is het niet bekend welke positieve effecten een dieet dat 'rijk' is aan lithium kan hebben; ook al kan het in alle weefsels van het lichaam worden aangetroffen; vooral in de nieren.

Regulator van seratonineniveaus

Het farmacologische effect van bepaalde lithiumzouten op het lichaam is bekend, vooral op de hersenen of het zenuwstelsel. Het reguleert bijvoorbeeld de niveaus van serotonine, een molecuul dat verantwoordelijk is voor de chemische aspecten van geluk. Dat gezegd hebbende, is het niet ongebruikelijk om te denken dat het de gemoedstoestand van de patiënten die ze consumeren verandert of verandert.

Ze raden echter af om lithium te gebruiken in combinatie met medicijnen die depressie bestrijden, omdat het risico bestaat dat serotonine te veel wordt verhoogd.

Het helpt niet alleen bij het bestrijden van depressie, maar ook bij bipolaire en schizofrene stoornissen, evenals andere mogelijke neurologische aandoeningen.

Tekort

Bij wijze van speculatie wordt ervan uitgegaan dat mensen met een dieet dat arm is aan lithium, vatbaarder zijn voor depressies of zelfmoord of moord plegen. Formeel blijven de effecten van het tekort echter onbekend.

Waar te vinden en productie

Lithium kan niet in de aardkorst worden gevonden, laat staan ​​in de zeeën of de atmosfeer, in zijn pure staat, als een glanzend wit metaal. In plaats daarvan heeft het gedurende miljoenen jaren transformaties ondergaan die het (voornamelijk) als een Li ⁺ ion hebben gepositioneerd in bepaalde mineralen en rotsgroepen.

Geschat wordt dat de concentratie ervan in de aardkorst tussen 20 en 70 ppm (part per million) ligt, wat overeenkomt met ongeveer 0,0004% ervan. In zeewater ligt de concentratie in de orde van 0,14 en 0,25 ppm; dat wil zeggen, lithium komt meer voor in stenen en mineralen dan in pekel of zeebodem.

Mineralen

Spodumeenkwarts, een van de natuurlijke bronnen van lithium. Bron: Rob Lavinsky, iRocks.com - CC-BY-SA-3.0

De mineralen waarin dit metaal wordt gevonden, zijn de volgende:

- Spodumeen, LiAl (SiO ₃ ) ₂

- Petalite, LiAlSi ₄ O ₁₀

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

Deze drie mineralen hebben gemeen dat het lithiumaluminosilicaten zijn. Er zijn andere mineralen waaruit het metaal ook kan worden gewonnen, zoals ambligoniet, elbaiet, tripilliet, eucriptiet of hectorietkleien. Spodumeen is echter het mineraal waaruit de meeste lithium wordt geproduceerd. Deze mineralen vormen enkele stollingsgesteenten, zoals graniet of pegmatiet.

Mariene wateren

Met betrekking tot de zee wordt het gewonnen uit pekel als respectievelijk lithiumchloride, hydroxide of carbonaat, LiCl, LiOH en Li ₂ CO ₃ . Op dezelfde manier kan het worden verkregen uit meren of lagunes, of in verschillende pekelafzettingen.

Over het algemeen staat lithium op de 25e plaats in overvloed van de elementen op aarde, wat goed correleert met de lage concentratie in zowel land als water, en daarom als een relatief zeldzaam element wordt beschouwd.

Sterren

Lithium wordt in grotere hoeveelheden aangetroffen in jonge sterren dan in oudere sterren.

Om dit metaal in zuivere staat te verkrijgen of te produceren, zijn er twee opties (waarbij de economische of rentabiliteitsaspecten buiten beschouwing worden gelaten): het winnen door middel van mijnbouw of het verzamelen in pekel. Dit laatste is de belangrijkste bron bij de productie van metallisch lithium.

Productie van metallisch lithium door elektrolyse

Uit de pekel wordt een gesmolten mengsel van LiCl verkregen, dat vervolgens aan elektrolyse kan worden onderworpen om het zout in zijn elementaire componenten te scheiden:

LiCl (l) → Li (s) + 1/2 Cl ₂ (g)

Terwijl mineralen worden verteerd in zure media om hun Li ⁺ -ionen te verkrijgen na scheidings- en zuiveringsprocessen.

Chili is gepositioneerd als de grootste lithiumproducent ter wereld en haalt het uit de zoutvlakte van Atacama. Op hetzelfde continent volgt Argentinië, een land dat LiCl onttrekt aan de Salar del Hombre Muerto en ten slotte Bolivia. Australië is echter de grootste producent van lithium door de exploitatie van spodumeen.

Reacties

De bekendste reactie van lithium is de reactie die optreedt wanneer het in contact komt met water:

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

LiOH is lithiumhydroxide en produceert, zoals te zien is, waterstofgas.

Reageert met gasvormige zuurstof en stikstof om de volgende producten te vormen:

4Li (s) + O ₂ (g) → 2Li ₂ O (s)

2Li (s) + O ₂ (g) → 2Li ₂ O ₂ (s)

Li ₂ O is lithiumoxide, dat de neiging heeft zich te vormen bovenop Li ₂ O ₂ , het peroxide.

6Li (s) + N ₂ (g) → 2Li ₃ N (s)

Lithium is het enige alkalimetaal dat met stikstof kan reageren en dit nitride kan veroorzaken. In al deze verbindingen kan het bestaan ​​van het Li ⁺ -kation worden aangenomen, dat deelneemt aan ionische bindingen met een covalent karakter (of vice versa).

Het kan ook direct en krachtig reageren met halogenen:

2Li (s) + F ₂ (g) → LiF (s)

Reageert ook met zuren:

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

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

De verbindingen LiF, LiCl en LiNO ₃ zijn respectievelijk lithiumfluoride, chloride en nitraat.

En wat betreft zijn organische verbindingen, is lithiumbutyl de bekendste:

2 Li + C ₄ H ₉ X → C ₄ H ₉ Li + LiX

Waarin X een halogeenatoom voorstelt en C ₄ H ₉ x een alkylhalogenide.

Risico's

Puur metaal

Lithium reageert heftig met water en kan reageren met vocht op de huid. Daarom zouden er brandwonden oplopen als iemand het met blote handen vasthield. En als het gegranuleerd of in poedervorm is, vat het vlam bij kamertemperatuur, waardoor brandgevaar ontstaat.

Bij het hanteren van dit metaal moeten handschoenen en een veiligheidsbril worden gebruikt, aangezien minimaal contact met de ogen ernstige irritatie kan veroorzaken.

Bij inademing kunnen de effecten nog erger zijn, waardoor de luchtwegen worden verbrand en longoedeem wordt veroorzaakt door de interne vorming van LiOH, een bijtende stof.

Dit metaal moet ondergedompeld in olie of in een droge atmosfeer en meer inert dan stikstof worden opgeslagen; bijvoorbeeld in argon, zoals weergegeven in de eerste afbeelding.

Verbindingen

Verbindingen die zijn afgeleid van lithium, vooral de zouten ervan, zoals carbonaat of citraat, zijn veel veiliger. Dat zolang de mensen die ze inslikken de indicaties respecteren die door hun artsen zijn voorgeschreven.

Enkele van de vele ongewenste effecten die het bij patiënten kan veroorzaken, zijn: diarree, misselijkheid, vermoeidheid, duizeligheid, licht gevoel in het hoofd, tremoren, overmatig plassen, dorst en gewichtstoename.

De effecten kunnen zelfs ernstiger zijn bij zwangere vrouwen, de gezondheid van de foetus aantasten of geboorteafwijkingen vergroten. Evenzo wordt de inname ervan niet aanbevolen bij moeders die borstvoeding geven, omdat lithium van melk naar de baby kan gaan en van daaruit allerlei afwijkingen of negatieve effecten kan ontwikkelen.

Toepassingen

De bekendste toepassingen van dit metaal op een populair niveau bevinden zich in de geneeskunde. Het heeft echter toepassing op andere gebieden, vooral bij energieopslag door het gebruik van batterijen.

Metallurgie

Lithiumzouten, met name Li ₂ CO ₃ , dienen als additief in gieterijprocessen voor verschillende doeleinden:

-Degass

-Ontzwavelt

- Verfijnt de korrels van non-ferro metalen

-Verhoogt de vloeibaarheid van de slakken van de gietmallen

-Verlaagt de smelttemperatuur in aluminium gietstukken dankzij de hoge soortelijke warmte.

Organometaal

Alkyllithiumverbindingen worden gebruikt om moleculaire structuren te alkyleren (R-zijketens toevoegen) of arylar (Ar-aromatische groepen toevoegen). Ze onderscheiden zich door hun goede oplosbaarheid in organische oplosmiddelen en doordat ze niet zo reactief zijn in het reactiemedium; daarom dient het als reagentia of katalysatoren voor meerdere organische syntheses.

Smeermiddelen

Lithiumstearaat (product van de reactie tussen een vet en LiOH) wordt aan de olie toegevoegd om een ​​smeermengsel te creëren.

Dit lithiumsmeermiddel is bestand tegen hoge temperaturen, hardt niet uit bij afkoeling en is inert voor zuurstof en water. Daarom wordt het gebruikt in militaire, ruimtevaart-, industriële, automobiel-, enz. Toepassingen.

Additief voor keramiek en glas

De glazen of keramiek die met Li ₂ O zijn behandeld, krijgen een lagere viscositeit wanneer ze worden gesmolten en een grotere weerstand tegen thermische uitzetting. Zo worden keukengerei van deze materialen gemaakt en heeft Pyrexglas deze compound ook in zijn samenstelling.

Legeringen

Omdat het zo'n licht metaal is, zijn de legeringen dat ook; waaronder die van aluminium-lithium. Als het als additief wordt toegevoegd, zijn ze niet alleen minder zwaar, maar ook beter bestand tegen hoge temperaturen.

Koelmiddel

Door zijn hoge soortelijke warmte is het ideaal om te worden gebruikt als koelmiddel in processen waarbij veel warmte vrijkomt; bijvoorbeeld in kernreactoren. Dit komt doordat het "kost" om zijn temperatuur te verhogen, en daardoor voorkomt dat warmte gemakkelijk naar buiten straalt.

Batterijen

En het meest veelbelovende gebruik is de markt voor lithium-ionbatterijen. Deze profiteren van het gemak waarmee lithium wordt geoxideerd tot Li ⁺ om het vrijgekomen elektron te gebruiken en een extern circuit te activeren. De elektroden zijn dus ofwel gemaakt van metallisch lithium, of van legeringen daarvan, waarbij de Li ⁺ kan intercaleren en door het elektrolytische materiaal kan bewegen.

Als laatste nieuwsgierigheid droeg de muziekgroep Evanescense een nummer met de titel "Lithium" aan dit mineraal op.

Referenties

1. Shiver & Atkins. (2008). Anorganische scheikunde. (Vierde druk). Mc Graw Hill.
2. Lawrence Livermore National Laboratory. (23 juni 2017). Turen naar de kristalstructuur van lithium. Hersteld van: phys.org
3. F. Degtyareva. (sf). Complexe structuren van dicht lithium: elektronische oorsprong. Instituut voor Solid State Physics Russische Academie van Wetenschappen, Chernogolovka, Rusland.
4. Advameg, Inc. (2019). Lithium. Hersteld van: chemistryexplained.com
5. Nationaal centrum voor informatie over biotechnologie. (2019). Lithium. PubChem-database. CID = 3028194. Hersteld van: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
6. Eric Eason. (30 november 2010). Wereldwijde lithiumvoorziening. Hersteld van: large.stanford.edu
7. Wietelmann, U., & Klett, J. (2018). 200 jaar lithium en 100 jaar organolithiumchemie. Zeitschrift fur anorganische und allgemeine Chemie, 644 (4), 194–204. doi: 10.1002 / zaac.201700394