ЛІТІЙ: ІСТОРІЯ, СТРУКТУРА, ВЛАСТИВОСТІ, РИЗИКИ ТА ВИКОРИСТАННЯ - ХІМІЯ - 2025

Літія являє собою металевий елемент, хімічний символ Лі і атомний номер 3. Це третій елемент періодичної таблиці і веде групу 1 лужних метали. З усіх металів - це той, який має найменшу щільність і найвищу питому теплоту. Він настільки легкий, що може плавати на воді.

Його назва походить від грецького слова "lithos", що означає камінь. Дали йому цю назву, оскільки він був виявлений саме як частина деяких мінералів у магматичних гірських породах. Крім того, він виявив характерні властивості, подібні до металів натрію та кальцію, які були виявлені в рослинній золі.

Металеві літієві деталі, покриті шаром нітриду, що зберігається в аргоні. Джерело: Зображення високої здатності хімічних елементів

Він має єдиний валентний електрон, який втрачає його, щоб стати катіоном Li ⁺ у більшості своїх реакцій; або спільне використання в ковалентній зв'язці з вуглецем, Li-C в сполуках органолітію (таких як алкіл літій).

Його зовнішній вигляд, як і багато інших металів, виглядає у сріблястого твердого речовини, яке може набувати сіруватого кольору, якщо воно піддається впливу вологи. Він може проявляти чорнуваті шари (верхнє зображення), коли він реагує з азотом у повітрі, утворюючи нітрид.

Хімічно він ідентичний своїм конгенерам (Na, K, Rb, Cs, Fr), але менш реакційноздатний, оскільки його одиничний електрон відчуває набагато більшу силу притягання через те, що знаходиться ближче до нього, а також через поганий екрануючий ефект його двох внутрішні електрони. У свою чергу, він реагує так, як це робить магній завдяки ефекту зміщення.

У лабораторії солі літію можна ідентифікувати, нагріваючи їх у запальничці; поява інтенсивного багряного полум’я засвідчить його наявність. Насправді його часто використовують у навчальних лабораторіях для аналітичних занять.

Її застосування відрізняється від використання в якості добавки для кераміки, склянок, сплавів або ливарних сумішей, до охолоджуючого середовища та конструкції високоефективних та малих батарей; хоча і вибухонебезпечний, враховуючи реакційну природу літію. Це метал, який має найбільшу схильність до окислення, а отже, і той, хто віддає свій електрон найлегше.

Історія

Відкриття

Перша поява літію у Всесвіті датується далеко, через кілька хвилин після Великого вибуху, коли ядра водню та гелію злилися. Однак земному знадобився час, щоб людство визначило його як хімічний елемент.

Це було в 1800 році, коли бразильський вчений Хосе Боніфачо-де-Андрада і Сільва виявив мінерали сподумен та петаліт на шведському острові Уто. Цим він знайшов перші офіційні джерела літію, але досі нічого про нього не було відомо.

У 1817 р. Шведський хімік Йоган Август Арфведсон зміг виділити з цих двох мінералів сульфатну сіль, яка містила інший елемент, крім кальцію або натрію. До того ж серпня Йохан працював у лабораторіях відомого шведського хіміка Йонса Якова Берцеліуса.

Саме Берцелій назвав цей новий елемент, продукт його спостережень та експериментів, «літос», що по-грецьки означає камінь. Таким чином, літій нарешті можна було визнати новим елементом, але його все одно потрібно було ізолювати.

Ізоляція

Всього через рік, у 1821 році, Вільяму Томасу Бранде та серу Хамфрі Деві вдалося виділити літій як метал, застосувавши електроліз до оксиду літію. Хоча в дуже малих кількостях їх було достатньо, щоб спостерігати його реакційну здатність.

У 1854 році Роберту Вільгельму Бунзену та Августу Маттіссену вдалося отримати літієвий метал у великих кількостях від електролізу хлориду літію. З цього моменту його виробництво та торгівля почали зростати, а попит зростатиме, коли внаслідок його унікальних властивостей були знайдені нові технологічні застосування.

Структура та електронна конфігурація

Кристалічна структура металевого літію - кубічно орієнтована тіло (ОЦК). З усіх компактних кубічних конструкцій цей є найменш щільним і відповідає його характеристиці як найлегшого і найменш щільного металу з усіх.

У ньому атоми Лі оточені вісьмома сусідами; тобто Лі знаходиться в центрі куба, з чотирма Лі вгорі і знизу в кутах. Ця фаза ОЦК також називається α-Li (хоча ця назва, мабуть, не дуже поширена).

Фази

Як і переважна більшість твердих металів або сполук, вони можуть зазнавати фазових переходів, коли відчувають зміни температури або тиску; до тих пір, поки вони не засновані. Таким чином, літій кристалізується з ромбоедричною структурою при дуже низьких температурах (4,2 К). Атоми Li майже замерзли і менше вібрують у своїх положеннях.

При підвищенні тиску він набуває більш компактні шестикутні структури; і збільшуючи ще більше, літій зазнає інших переходів, які не були повністю характеризуються рентгенівською дифракцією.

Тому властивості цього «стисненого літію» ще вивчаються. Так само ще не зрозуміло, як його три електрони, один з яких є валентними, втручаються у свою поведінку як напівпровідник або метал при цих умовах високого тиску.

Три електрони замість одного

Цікавим здається, що літій на даний момент залишається «непрозорою книгою» для тих, хто займається кристалографічним аналізом.

Це пояснюється тим, що, хоча електронна конфігурація дорівнює 2s ¹ , маючи так мало електронів, вона навряд чи може взаємодіяти з випромінюванням, що застосовується для з'ясування металевих кристалів.

Крім того, теоретично, що орбіталі 1s і 2s перекриваються при великих тисках. Тобто, і внутрішні електрони (1s ² ), і валентні електрони (2s ¹ ) керують електронними та оптичними властивостями літію в цих супер компактних фазах.

Номер окислення

Сказавши, що конфігурація електронів літію дорівнює 2s ¹ , він може втратити один електрон; інші два, із внутрішньої орбіти 1s ² , потребували б багато енергії для видалення.

Тому літій бере участь майже у всіх його сполуках (неорганічних чи органічних) з окислювальним числом +1. Це означає, що у своїх зв’язках Li-E, де E стає будь-яким елементом, передбачається існування катіона Li ⁺ (чи є цей зв’язок іонним чи ковалентним).

Окисне число -1 малоймовірне для літію, оскільки воно повинно було би прив’язатись до елемента, набагато менш електронегативного, ніж до нього; Справа в тому, що сам по собі важкий, оскільки цей метал є дуже електропозитивним.

Це негативне окислювальне число буде представляти собою електронну конфігурацію 2s ² (для отримання одного електрона), а також до берилію. Тепер існування Лі ^- аніон б припустити , і його похідні солі будуть називатися lithuros.

Завдяки великому окислювальному потенціалу, його сполуки здебільшого містять катіон Li ⁺ , який, оскільки він такий малий, може здійснювати поляризуючий вплив на об’ємні аніони, утворюючи ковалентні зв’язки Li-E.

Властивості

Багряне полум'я сполук літію. Джерело: Antti T. Nissinen (https://www.flickr.com/photos/veisto/2128261964)

Зовнішність

Метал сріблясто-білого кольору з гладкою текстурою, поверхня якого при окисленні стає сіруватою або потемніє, коли вона реагує безпосередньо з азотом у повітрі з утворенням відповідного нітриду. Він настільки легкий, що плаває у воді чи маслі.

Він настільки гладкий, що його можна навіть нарізати ножем, або навіть нігтями, що взагалі не рекомендується.

Молярна маса

6,941 г / моль.

Точка плавлення

180,50 ° C.

Точка кипіння

1330 ° С.

Щільність

0,534 г / мл при 25 ° С.

Розчинність

Так, він плаває у воді, але тут же починає з ним реагувати. Він розчинний в аміаку, де при його розчиненні його електрони розчиняються, утворюючи сині кольори.

Тиск пари

0,818 мм рт.ст. при 727 ° С; тобто навіть при високій температурі його атоми ледве можуть вийти в газову фазу.

Електронегативність

0,98 за шкалою Полінга.

Енергії іонізації

По-перше: 520,2 кДж / моль

Другий: 7298,1 кДж / моль

Третя: 11815 кДж / моль

Ці значення відповідають енергіям, необхідним для отримання газоподібних іонів Li ⁺ , Li ²⁺ та Li ³⁺ відповідно.

Температура автозапуску

179 ° С.

Поверхневе натягнення

398 мН / м при температурі плавлення.

В'язкість

У рідкому стані він менш в’язкий, ніж вода.

Тепло синтезу

3,00 кДж / моль.

Тепло випаровування

136 кДж / моль.

Молярна теплоємність

24,860 Дж / моль · К. Це значення надзвичайно високе; найвищий з усіх елементів.

Твердість Мооса

0,6

Ізотопи

У природі літій зустрічається у вигляді двох ізотопів: ⁶ Li та ⁷ Li. Маса атома 6 941 u позначає, яка з двох є найпоширенішою: ⁷ Li. Останній складає близько 92,4% усіх атомів літію; тоді як ⁶ Лі, близько 7,6% з них.

У живих істот організм віддає перевагу від ⁷ Li до ⁶ Li; Однак у мінералогічних матрицях ізотоп ⁶ Li краще отримується, і, отже, його відсоток достатку збільшується вище 7,6%.

Реактивність

Хоча він менш реакційноздатний, ніж інші лужні метали, він все ще є досить активним металом, тому його не можна піддавати впливу атмосфери без окислення. Залежно від умов (температури та тиску), він реагує з усіма газоподібними елементами: воднем, хлором, киснем, азотом; і з твердими речовинами, такими як фосфор і сірка.

Номенклатура

Інших назв для металу літію немає. Щодо його сполук, значна частина їх названа відповідно до систематичної, традиційної або фондової номенклатури. Стан його окислення +1 практично не змінюється, тому в номенклатурі запасів (I) не пишеться в кінці назви.

Приклади

Наприклад, розглянемо сполуки Li ₂ O і Li ₃ N.

Li ₂ O отримує такі назви:

- Оксид літію відповідно до номенклатури запасів

- Оксид літію, згідно з традиційною номенклатурою

- Окис ділітію згідно з систематизованою номенклатурою

Поки Li ₃ N називається:

- Нітрид літію, номенклатура акцій

- Нітрид літію, традиційна номенклатура

- мононітрид трилітію, систематична номенклатура

Біологічна роль

Наскільки літій може чи не може бути важливим для організмів, невідомо. Аналогічно, механізми, за допомогою яких він міг би метаболізуватися, є невизначеними і все ще вивчаються.

Тому невідомо, якими позитивними ефектами може володіти дієта, «багата» літієм; навіть незважаючи на те, що його можна знайти у всіх тканинах організму; особливо в нирках.

Регулятор рівня сератоніну

Відомо фармакологічний вплив певних літієвих солей на організм, особливо на мозок або нервову систему. Наприклад, він регулює рівні серотоніну, молекули, відповідальної за хімічні аспекти щастя. Однак, не рідкість думати, що це змінює або змінює настрої пацієнтів, які їх споживають.

Однак вони радять не вживати літій разом з препаратами, які борються з депресією, оскільки є ризик підвищити серотонін занадто багато.

Він допомагає не тільки боротися з депресією, але і біполярними та шизофренічними розладами, а також іншими можливими неврологічними порушеннями.

Дефіцит

За умови спекуляції, люди, які страждають літієм на дієтах, підозрюються у більшій схильності до депресії або до самогубства чи вбивства. Однак формально наслідки його дефіциту залишаються невідомими.

Де знайти і виробництво

Літію не можна знайти в земній корі, а тим більше в морях чи атмосфері, в чистому стані, як блискучий білий метал. Натомість він зазнав перетворень протягом мільйонів років, які позиціонували його як іон Li ⁺ (головним чином) у певних мінералах та скельних групах.

За оцінками, його концентрація в земній корі становить від 20 до 70 проміле (частина на мільйон), що еквівалентно приблизно 0,0004% від неї. Перебуваючи у морських водах, його концентрація становить порядку 0,14 та 0,25 проміле; тобто літій рясніший камінням і мінералами, ніж розсолами або морськими руслами.

Корисні копалини

Spodumene кварц, одне з природних джерел літію. Джерело: Роб Лавінський, iRocks.com - CC-BY-SA-3.0

Мінерали, де цей метал знаходиться, такі:

- сподумен, LiAl (SiO ₃ ) ₂

- Петаліт, LiAlSi ₄ O ₁₀

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

Ці три мінерали мають спільне, що вони є літієвими алюмосилікатами. Є й інші корисні копалини, з яких метал також може бути видобутий, такі як амблігоніт, ельбаїт, трипіліт, евкриптит або глинисті гекторити. Однак сподумен - мінерал, з якого виробляється найбільша кількість літію. Ці мінерали складають деякі магматичні породи, такі як граніт або пегматит.

Морські води

Щодо моря, то його видобувають із розсолів у вигляді хлориду літію, гідроксиду чи карбонату, LiCl, LiOH та Li ₂ CO ₃ відповідно. Таким же чином його можна отримати з озер або лагун, або в різних родовищах розсолів.

В цілому літій займає 25 місце за кількістю елементів на Землі, що добре співвідноситься з його низькою концентрацією як у суші, так і у воді, і тому вважається відносно рідкісним елементом.

Зірки

Літій зустрічається у молодих зірок у більшій кількості, ніж у старших зірок.

Для отримання або виготовлення цього металу в чистому стані є два варіанти (ігнорування економічних чи рентабельних аспектів): добувати його за допомогою гірничих робіт або збирати в розсоли. Останнє є переважаючим джерелом у виробництві металевого літію.

Виробництво металевого літію методом електролізу

З розсолу отримують розплавлену суміш LiCl, яку потім можна піддавати електролізу для поділу солі на її елементарні компоненти:

LiCl (l) → Li (s) + 1/2 Cl ₂ (g)

У той час як мінерали засвоюються в кислих середовищах для отримання їх іонів Li ⁺ після процесів поділу та очищення.

Чилі позиціонується як найбільший виробник літію в світі, отримуючи його з соляної квартири Атакама. На цьому ж континенті слідує Аргентина, країна, яка видобуває LiCl з Салар-дель-Омбре Муерто і, нарешті, Болівія. Однак Австралія є найбільшим виробником літію завдяки експлуатації сподуменів.

Реакції

Найвідоміша реакція літію - це реакція, яка виникає при контакті з водою:

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

LiOH - це гідроксид літію і, як видно, він виробляє водень.

Реагує з газоподібним киснем та азотом, утворюючи такі продукти:

4Li (s) + O ₂ (g) → 2Li ₂ O (s)

2Li (s) + O ₂ (g) → 2Li ₂ O ₂ (s)

Li ₂ O - це оксид літію, який має тенденцію утворювати поверх перекису Li ₂ O ₂ перекис.

6Li (s) + N ₂ (g) → 2Li ₃ N (s)

Літій - єдиний лужний метал, здатний реагувати з азотом і викликати цей нітрид. У всіх цих сполуках можна припустити існування катіона Li ⁺ , беручи участь в іонних зв’язках з ковалентним характером (або навпаки).

Він також може прямо та енергійно реагувати на галогени:

2Li (s) + F ₂ (g) → LiF (s)

Також реагує з кислотами:

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

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

З'єднання LiF, LiCl і LiNO ₃ є фторидом літію, хлоридом і нітратом відповідно.

Щодо органічних сполук, найвідоміший - бутиловий літій:

2 Li + C ₄ H ₉ X → C ₄ H ₉ Li + LiX

Де X - атом галогену і C ₄ H ₉ X - галогенід алкілу.

Ризики

Чистий метал

Літій бурхливо реагує з водою і може реагувати на вологу шкіри. Ось чому, якби хтось обробляв це голими руками, він отримав би опіки. А якщо він є гранульованим або у вигляді порошку, він запалює вогню при кімнатній температурі, тим самим створюючи небезпеку пожежі.

Для обробки цього металу слід використовувати рукавички та захисні окуляри, оскільки мінімальний контакт з очима може викликати сильне роздратування.

Якщо вдихати, наслідки можуть бути ще гіршими, спалюючи дихальні шляхи і викликаючи набряк легенів через внутрішнє утворення LiOH, їдкої речовини.

Цей метал повинен зберігатися зануреним в олію або в сухих атмосферах і більш інертним, ніж азот; наприклад в аргоні, як показано на першому зображенні.

Сполуки

Сполуки, отримані з літію, особливо його солі, такі як карбонат або цитрат, набагато безпечніші. Що до тих пір, поки люди, які їх поглинають, дотримуються показань, призначених їх лікарями.

Деякі з багатьох небажаних ефектів, які він може спричинити у пацієнтів, - це діарея, нудота, втома, запаморочення, головокружіння, тремор, надмірне сечовипускання, спрага та збільшення ваги.

Наслідки можуть бути ще серйознішими для вагітних, впливаючи на здоров’я плода або збільшуючи вроджені вади. Так само його прийом не рекомендується годуючим матерям, оскільки літій може переходити від молока до дитини, а звідти розвиватися всілякі аномалії або негативні наслідки.

Програми

Найбільш відомі способи використання цього металу на популярному рівні знаходяться в галузі медицини. Однак він має застосування і в інших сферах, особливо в накопиченні енергії за рахунок використання акумуляторів.

Металургія

Солі літію, зокрема Li ₂ CO ₃ , служать добавкою в ливарних процесах для різних цілей:

-Дегас

-Десульфуризує

-Зновлення зерна кольорових металів

-Підвищує плинність шлаків ливарних форм

-Знижує температуру плавлення в алюмінієвих відливах завдяки високій питомій температурі.

Органометалічні

Алкил-літієві сполуки використовуються для алкилирования (додавання бічних ланцюгів R) або ариларних (додавання Ar ароматичних груп) молекулярних структур. Вони виділяються своєю хорошою розчинністю в органічних розчинниках і тим, що не є такими реакційноздатними в реакційному середовищі; тому він служить реагентами або каталізаторами для багатьох органічних синтезів.

Змазки

Стеарат літію (продукт реакції між мастилом та LiOH) додають до олії для створення мастильної суміші.

Ця літієва змазка стійка до високих температур, не твердне при охолодженні і є інертною до кисню та води. Тому він знаходить застосування у військових, космічних, промислових, автомобільних тощо.

Керамічна та скляна добавка

Окуляри або кераміка, оброблена Li ₂ O, набувають меншої в'язкості при плавленні та більшої стійкості до термічного розширення. Наприклад, кухонне начиння виготовлено з цих матеріалів, і скла Pyrex також мають цю складову у своєму складі.

Сплави

Тому що це такий легкий метал, так і його сплави; серед них алюміній-літій. При додаванні в якості добавки це не тільки надає їм меншої ваги, але і більшу стійкість до високих температур.

Холодоагент

Його високе питоме тепло робить ідеальним використання в якості холодоагенту в процесах, де виділяється багато тепла; наприклад, в ядерних реакторах. Це тому, що це "коштує" підвищити свою температуру, а отже, запобігає легкому випромінюванню тепла назовні.

Акумулятори

І найбільш перспективне використання всіх - на ринку літій-іонних акумуляторів. Вони користуються легкістю, з якою літій окислюється до Li ^+, щоб використовувати виділений електрон і активувати зовнішній ланцюг. Таким чином, електроди або виготовлені з металевого літію, або з його сплавів, де Li ⁺ може інтеркалюватись і проходити через електролітичний матеріал.

Як остаточне цікавість, музичний гурт Evanescense присвятив цьому мінералу пісню з назвою "Літій".

Список літератури

1. Шивер і Аткінс. (2008). Неорганічна хімія. (Четверте видання). Mc Graw Hill.
2. Лоуренс Лівермор Національна лабораторія (23 червня 2017 р.). Придивляючись до кристалічної структури літію. Відновлено з: phys.org
3. Ф. Дегтярьова. (sf). Складні структури щільного літію: електронного походження. Інститут фізики твердого тіла Російської академії наук, Черноголовка, Росія.
4. Advameg, Inc. (2019). Літій. Відновлено з: chemistryexplained.com
5. Національний центр інформації про біотехнології. (2019). Літій. PubChem База даних. CID = 3028194. Відновлено з: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
6. Ерік Есон. (30 листопада 2010 р.). Світове постачання літію Відновлено з: large.stanford.edu
7. Wietelmann, U., & Klett, J. (2018). 200 років літію та 100 років хімії органолітію. Zeitschrift fur anorganische und allgemeine Chemie, 644 (4), 194–204. doi: 10.1002 / zaac.201700394