LITHIUM: GESCHICHTE, STRUKTUR, EIGENSCHAFTEN, RISIKEN UND VERWENDUNGEN - CHEMIE - 2024

Das Lithium ist ein Metallelement, dessen chemisches Symbol Li und Ordnungszahl 3 ist. Es ist das dritte Element des Periodensystems und führt die Alkalimetalle der Gruppe 1 an. Von allen Metallen ist es das mit der niedrigsten Dichte und der höchsten spezifischen Wärme. Es ist so leicht, dass es auf dem Wasser schwimmen kann.

Sein Name leitet sich vom griechischen Wort "Lithos" ab, was Stein bedeutet. Sie gaben ihm diesen Namen, weil es genau als Teil einiger Mineralien in magmatischen Gesteinen entdeckt wurde. Darüber hinaus zeigte es ähnliche charakteristische Eigenschaften wie die Metalle Natrium und Calcium, die in pflanzlicher Asche gefunden wurden.

Metalllithiumteile, beschichtet mit einer in Argon gelagerten Nitridschicht. Quelle: Hochauflösende Bilder chemischer Elemente

Es hat ein einzelnes Valenzelektron und verliert es, um bei den meisten seiner Reaktionen zum Li ⁺ -Kation zu werden . oder durch Teilen einer kovalenten Bindung mit Kohlenstoff, Li-C in Organolithiumverbindungen (wie Alkyllithium).

Sein Aussehen ist wie bei vielen anderen Metallen das eines silbernen Feststoffs, der grau werden kann, wenn er Feuchtigkeit ausgesetzt wird. Es kann schwärzliche Schichten aufweisen (oberes Bild), wenn es mit Stickstoff in der Luft unter Bildung eines Nitrids reagiert.

Chemisch ist es identisch mit seinen Kongeneren (Na, K, Rb, Cs, Fr), aber weniger reaktiv, da sein einzelnes Elektron eine viel größere Anziehungskraft erfährt, weil es näher an ihm liegt, sowie aufgrund des schlechten Screening-Effekts seiner beiden innere Elektronen. Es reagiert wiederum wie Magnesium aufgrund des Bias-Effekts.

Im Labor können Lithiumsalze durch Erhitzen in einem Feuerzeug identifiziert werden. Das Auftreten einer intensiven purpurroten Flamme bestätigt ihre Anwesenheit. Tatsächlich wird es häufig in Lehrlabors für analytische Läufe verwendet.

Seine Anwendungen reichen von der Verwendung als Additiv für Keramik, Gläser, Legierungen oder Gießereimischungen bis hin zum Kühlmedium und dem Design hocheffizienter und kleiner Batterien. obwohl explosiv, angesichts der reaktiven Natur von Lithium. Es ist das Metall mit der größten Oxidationsneigung und daher dasjenige, das sein Elektron am leichtesten abgibt.

Geschichte

Entdeckung

Das erste Auftreten von Lithium im Universum geht weit zurück, wenige Minuten nach dem Urknall, als die Kerne von Wasserstoff und Helium verschmolzen. Auf der Erde brauchte die Menschheit jedoch Zeit, um sie als chemisches Element zu identifizieren.

Es war im Jahr 1800, als der brasilianische Wissenschaftler José Bonifácio de Andrada e Silva die Mineralien Spodumen und Petalit auf der schwedischen Insel Utö entdeckte. Damit hatte er die ersten offiziellen Lithiumquellen gefunden, aber über ihn war noch nichts bekannt.

1817 konnte der schwedische Chemiker Johan August Arfwedson aus diesen beiden Mineralien ein Sulfatsalz isolieren, das ein anderes Element als Kalzium oder Natrium enthielt. Bis dahin arbeitete August Johan in den Labors des berühmten schwedischen Chemikers Jöns Jacob Berzelius.

Es war Berzelius, der dieses neue Element, ein Produkt seiner Beobachtungen und Experimente, "Lithos" nannte, was auf Griechisch Stein bedeutet. Somit konnte Lithium endlich als neues Element erkannt werden, aber es war immer noch notwendig, es zu isolieren.

Isolation

Nur ein Jahr später, 1821, gelang es William Thomas Brande und Sir Humphry Davy, Lithium als Metall durch Elektrolyse auf Lithiumoxid zu isolieren. Obwohl in sehr geringen Mengen, reichten sie aus, um ihre Reaktivität zu beobachten.

1854 konnten Robert Wilhelm Bunsen und Augustus Matthiessen aus der Elektrolyse von Lithiumchlorid Lithiummetall in größeren Mengen herstellen. Von hier aus hatten Produktion und Handel begonnen, und die Nachfrage würde wachsen, da aufgrund seiner einzigartigen Eigenschaften neue technologische Anwendungen gefunden wurden.

Struktur und elektronische Konfiguration

Die Kristallstruktur von metallischem Lithium ist kubisch (bcc). Von allen kompakten kubischen Strukturen ist dies das am wenigsten dichte und entspricht seiner Eigenschaft als das leichteste und am wenigsten dichte Metall von allen.

Darin sind die Li-Atome von acht Nachbarn umgeben; Das heißt, das Li befindet sich in der Mitte des Würfels, mit vier Li oben und unten an den Ecken. Diese bcc-Phase wird auch als α-Li bezeichnet (obwohl dieser Name anscheinend nicht sehr verbreitet ist).

Phasen

Wie die überwiegende Mehrheit der festen Metalle oder Verbindungen können sie Phasenübergänge durchlaufen, wenn sie Änderungen der Temperatur oder des Drucks erfahren. solange sie nicht gegründet sind. So kristallisiert Lithium bei sehr niedrigen Temperaturen (4,2 K) mit einer rhomboedrischen Struktur. Li-Atome sind fast gefroren und schwingen in ihren Positionen weniger.

Wenn der Druck erhöht wird, erhält er kompaktere hexagonale Strukturen; und indem Lithium noch weiter zunimmt, unterliegt es anderen Übergängen, die nicht vollständig durch Röntgenbeugung charakterisiert wurden.

Daher werden die Eigenschaften dieses „komprimierten Lithiums“ noch untersucht. Ebenso ist noch nicht bekannt, wie seine drei Elektronen, von denen eines eine Valenz ist, bei diesen Hochdruckbedingungen in sein Verhalten als Halbleiter oder Metall eingreifen.

Drei Elektronen statt eines

Es scheint merkwürdig, dass Lithium an dieser Stelle ein "undurchsichtiges Buch" für diejenigen bleibt, die sich mit kristallographischer Analyse beschäftigen.

Dies liegt daran, dass die elektronische Konfiguration, obwohl sie 2s ^{1 ist} , mit so wenigen Elektronen kaum mit der Strahlung interagieren kann, die zur Aufklärung ihrer Metallkristalle angewendet wird.

Darüber hinaus wird angenommen, dass sich die 1s und 2s Orbitale bei hohen Drücken überlappen. Das heißt, sowohl die internen Elektronen (1s ² ) als auch die Valenzelektronen (2s ¹ ) bestimmen die elektronischen und optischen Eigenschaften von Lithium in diesen superkompakten Phasen.

Oxidationszahl

Allerdings kann die Elektronenkonfiguration von Lithium 2s ¹ betragen , es kann ein einzelnes Elektron verlieren. Die anderen beiden aus dem inneren Orbital von 1s ² würden viel Energie benötigen, um entfernt zu werden.

Daher ist Lithium an fast allen seinen Verbindungen (anorganisch oder organisch) mit einer Oxidationszahl von +1 beteiligt. Dies bedeutet, dass in seinen Bindungen Li-E, in denen E ein beliebiges Element ist, die Existenz des Li ⁺ -Kations angenommen wird (unabhängig davon, ob diese Bindung in der Realität ionisch oder kovalent ist).

Die Oxidationszahl -1 ist für Lithium unwahrscheinlich, da es an ein Element binden müsste, das viel weniger elektronegativ ist als es; Tatsache, dass es an sich schwierig ist, dieses Metall sehr elektropositiv zu sein.

Diese negative Oxidationszahl würde eine elektronische 2s ² -Konfiguration darstellen (um ein Elektron zu gewinnen), und sie wäre auch für Beryllium isoelektronisch. Nun würde die Existenz des Li ^- Anions angenommen und seine abgeleiteten Salze würden Lithuros genannt.

Aufgrund seines großen Oxidationspotentials enthalten seine Verbindungen hauptsächlich das Li ⁺ -Kation , das aufgrund seiner geringen Größe eine polarisierende Wirkung auf sperrige Anionen ausüben kann, um kovalente Li-E-Bindungen zu bilden.

Eigenschaften

Die purpurrote Flamme von Lithiumverbindungen. Quelle: Antti T. Nissinen (https://www.flickr.com/photos/veisto/2128261964)

Aussehen

Silberweißes Metall mit einer glatten Textur, dessen Oberfläche bei Oxidation grau wird oder dunkler wird, wenn es direkt mit Stickstoff in der Luft unter Bildung des entsprechenden Nitrids reagiert. Es ist so leicht, dass es in Wasser oder Öl schwimmt.

Es ist so glatt, dass es sogar mit einem Messer oder sogar mit den Fingernägeln in Scheiben geschnitten werden kann, was überhaupt nicht zu empfehlen wäre.

Molmasse

6,941 g / mol.

Schmelzpunkt

180,50 ° C.

Siedepunkt

1330 ° C.

Dichte

0,534 g / ml bei 25 ° C.

Löslichkeit

Ja, es schwimmt im Wasser, aber es beginnt sofort damit zu reagieren. Es ist in Ammoniak löslich, wo seine Elektronen beim Auflösen solvatisiert werden, um blaue Farben zu erzeugen.

Dampfdruck

0,818 mm Hg bei 727 ° C; das heißt, nicht einmal bei hohen Temperaturen können seine Atome der Gasphase kaum entweichen.

Elektronegativität

0,98 auf der Pauling-Skala.

Ionisierungsenergien

Erstens: 520,2 kJ / mol

Zweitens: 7298,1 kJ / mol

Drittens: 11815 kJ / mol

Diese Werte entsprechen den Energien, die erforderlich sind, um die gasförmigen Ionen Li ⁺ , Li ²⁺ bzw. Li ^{3+ zu} erhalten.

Selbstentzündungstemperatur

179 ° C.

Oberflächenspannung

398 mN / m an seinem Schmelzpunkt.

Viskosität

Im flüssigen Zustand ist es weniger viskos als Wasser.

Schmelzwärme

3,00 kJ / mol.

Verdampfungswärme

136 kJ / mol.

Molare Wärmekapazität

24.860 J / mol · K. Dieser Wert ist außerordentlich hoch; das höchste aller Elemente.

Mohs Härte

0,6

Isotope

In der Natur kommt Lithium in Form von zwei Isotopen vor: ⁶ Li und ⁷ Li. Die Atommasse 6,941 u allein zeigt an, welche der beiden am häufigsten vorkommt: ⁷ Li. Letzteres macht etwa 92,4% aller Lithiumatome aus; während ⁶ Li, etwa 7,6% von ihnen.

Bei Lebewesen bevorzugt der Organismus ⁷ Li gegenüber ⁶ Li; In mineralogischen Matrices wird das ^6- Li- Isotop jedoch besser aufgenommen, und daher steigt sein Anteil an der Häufigkeit über 7,6%.

Reaktivität

Obwohl es weniger reaktiv als die anderen Alkalimetalle ist, ist es immer noch ein ziemlich aktives Metall, so dass es ohne Oxidation nicht der Atmosphäre ausgesetzt werden kann. Abhängig von den Bedingungen (Temperatur und Druck) reagiert es mit allen gasförmigen Elementen: Wasserstoff, Chlor, Sauerstoff, Stickstoff; und mit Feststoffen wie Phosphor und Schwefel.

Nomenklatur

Es gibt keine anderen Namen für Lithiummetall. In Bezug auf seine Verbindungen wird ein großer Teil von ihnen nach systematischen, traditionellen oder Bestandsnomenklaturen benannt. Seine Oxidationsstufe von +1 ist praktisch unverändert, so dass in der Bestandsnomenklatur das (I) nicht am Ende des Namens steht.

Beispiele

Betrachten Sie zum Beispiel die Verbindungen Li ₂ O und Li ₃ N.

Das Li ₂ O erhält folgende Namen:

- Lithiumoxid gemäß der Bestandsnomenklatur

- Lithic Oxid nach traditioneller Nomenklatur

- Dilithiummonoxid gemäß der systematischen Nomenklatur

Während Li ₃ N heißt:

- Lithiumnitrid, Lagernomenklatur

- Lithisches Nitrid, traditionelle Nomenklatur

- Trilithiummononitrid, systematische Nomenklatur

Biologische Rolle

Inwieweit Lithium für Organismen essentiell sein kann oder nicht, ist unbekannt. Ebenso sind die Mechanismen, durch die es metabolisiert werden könnte, ungewiss und werden noch untersucht.

Daher ist nicht bekannt, welche positiven Auswirkungen eine lithiumreiche Ernährung haben kann. obwohl es in allen Geweben des Körpers gefunden werden kann; vor allem in den Nieren.

Regulator des Seratoninspiegels

Die pharmakologische Wirkung bestimmter Lithiumsalze auf den Körper ist bekannt, insbesondere auf das Gehirn oder das Nervensystem. Zum Beispiel reguliert es den Serotoninspiegel, ein Molekül, das für die chemischen Aspekte des Glücks verantwortlich ist. Es ist jedoch nicht ungewöhnlich zu glauben, dass dies die Stimmung der Patienten, die sie konsumieren, verändert oder verändert.

Sie raten jedoch davon ab, Lithium zusammen mit Medikamenten gegen Depressionen zu konsumieren, da das Risiko besteht, dass Serotonin zu stark erhöht wird.

Es hilft nicht nur bei der Bekämpfung von Depressionen, sondern auch bei bipolaren und schizophrenen Störungen sowie anderen möglichen neurologischen Störungen.

Mangel

Aufgrund von Spekulationen wird vermutet, dass Personen mit einer lithiumarmen Ernährung anfälliger für Depressionen sind oder Selbstmord oder Totschlag begehen. Formal bleiben die Auswirkungen seines Mangels jedoch unbekannt.

Wo zu finden und zu produzieren

Lithium kann nicht in der Erdkruste gefunden werden, geschweige denn in den Meeren oder in der Atmosphäre, in seinem reinen Zustand, als glänzendes weißes Metall. Stattdessen hat es über Millionen von Jahren Transformationen erfahren, die es (hauptsächlich) in bestimmten Mineralien und Gesteinsgruppen als Li ⁺ -Ion positioniert haben .

Es wird geschätzt, dass seine Konzentration in der Erdkruste zwischen 20 und 70 ppm (part per million) liegt, was ungefähr 0,0004% davon entspricht. In Meeresgewässern liegt seine Konzentration in der Größenordnung von 0,14 und 0,25 ppm; Das heißt, Lithium kommt in Steinen und Mineralien häufiger vor als in Salzlaken oder Meeresböden.

Mineralien

Spodumenquarz, eine der natürlichen Lithiumquellen. Quelle: Rob Lavinsky, iRocks.com - CC-BY-SA-3.0

Die Mineralien, in denen dieses Metall gefunden wird, sind die folgenden:

- Spodumen, LiAl (SiO ₃ ) ₂

- Petalite, LiAlSi ₄ O ₁₀

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

Gemeinsam ist diesen drei Mineralien, dass es sich um Lithiumaluminosilikate handelt. Es gibt andere Mineralien, bei denen das Metall ebenfalls extrahiert werden kann, wie Ambligonit-, Elbait-, Tripillit-, Eukriptit- oder Hectorit-Tone. Spodumen ist jedoch das Mineral, aus dem die größte Menge an Lithium hergestellt wird. Diese Mineralien bilden einige magmatische Gesteine ​​wie Granit oder Pegmatit.

Meeresgewässer

In Bezug auf das Meer wird es aus Salzlaken als Lithiumchlorid, -hydroxid oder -carbonat, LiCl, LiOH bzw. Li ₂ CO ₃ extrahiert . In gleicher Weise kann es aus Seen oder Lagunen oder in verschiedenen Solevorkommen gewonnen werden.

Insgesamt belegt Lithium den 25. Platz in der Häufigkeit der Elemente auf der Erde, was gut mit seiner geringen Konzentration an Land und im Wasser korreliert und daher als relativ seltenes Element angesehen wird.

Sterne

Lithium kommt in jungen Sternen häufiger vor als in älteren Sternen.

Um dieses Metall in seinem reinen Zustand zu erhalten oder zu produzieren, gibt es zwei Möglichkeiten (ohne Berücksichtigung der wirtschaftlichen oder Rentabilitätsaspekte): Extrahieren Sie es durch Bergbau oder sammeln Sie es in den Sole. Letzteres ist die vorherrschende Quelle bei der Herstellung von metallischem Lithium.

Herstellung von metallischem Lithium durch Elektrolyse

Aus der Salzlösung wird eine geschmolzene Mischung von LiCl erhalten, die dann einer Elektrolyse unterzogen werden kann, um das Salz in seine elementaren Bestandteile zu trennen:

LiCl (l) → Li (s) + 1/2 Cl ₂ (g)

Während Mineralien in sauren Medien verdaut werden, um ihre Li ⁺ -Ionen nach Trennungs- und Reinigungsprozessen zu erhalten.

Chile ist als größter Lithiumproduzent der Welt positioniert und bezieht es aus der Atacama-Salzwüste. Auf demselben Kontinent folgt Argentinien, ein Land, das LiCl aus dem Salar del Hombre Muerto und schließlich aus Bolivien gewinnt. Australien ist jedoch der größte Lithiumproduzent durch die Ausbeutung von Spodumen.

Reaktionen

Die bekannteste Reaktion von Lithium ist die, die auftritt, wenn es mit Wasser in Kontakt kommt:

2Li (s) + 2H ₂ O (1) → 2LiOH (aq) + H ₂ (g)

LiOH ist Lithiumhydroxid und erzeugt, wie zu sehen ist, Wasserstoffgas.

Reagiert mit gasförmigem Sauerstoff und Stickstoff zu folgenden Produkten:

4Li (s) + O ₂ (g) → 2Li ₂ O (s)

2Li (s) + O ₂ (g) → 2Li ₂ O ₂ (s)

Li ₂ O ist Lithiumoxid, das dazu neigt, sich auf Li ₂ O ₂ , dem Peroxid, zu bilden.

6Li (s) + N ₂ (g) → 2Li ₃ N (s)

Lithium ist das einzige Alkalimetall, das mit Stickstoff reagieren und dieses Nitrid verursachen kann. In all diesen Verbindungen kann die Existenz des Li ⁺ -Kations angenommen werden, das an Ionenbindungen mit kovalentem Charakter beteiligt ist (oder umgekehrt).

Es kann auch direkt und heftig mit Halogenen reagieren:

2Li (s) + F ₂ (g) → LiF (s)

Reagiert auch mit Säuren:

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

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

Die Verbindungen LiF, LiCl und LiNO ₃ sind Lithiumfluorid, Chlorid bzw. Nitrat.

Und was seine organischen Verbindungen betrifft, ist Lithiumbutyl am bekanntesten:

2 Li + C ₄ H ₉ X → C ₄ H ₉ Li + LiX

Wobei X ein Halogenatom und C ₄ H ₉ X ein Alkylhalogenid ist.

Risiken

Reines Metall

Lithium reagiert heftig mit Wasser und kann mit Feuchtigkeit auf der Haut reagieren. Deshalb würde jemand, der mit bloßen Händen damit umgeht, Verbrennungen erleiden. Und wenn es granuliert oder in Pulverform vorliegt, entzündet es sich bei Raumtemperatur und birgt so Brandgefahr.

Für den Umgang mit diesem Metall sollten Handschuhe und Schutzbrillen verwendet werden, da ein minimaler Kontakt mit den Augen zu starken Reizungen führen kann.

Beim Einatmen können die Auswirkungen noch schlimmer sein, die Atemwege verbrennen und aufgrund der inneren Bildung von LiOH, einer ätzenden Substanz, Lungenödeme verursachen.

Dieses Metall muss in Öl oder in trockener Atmosphäre und inerter als Stickstoff gelagert werden. Zum Beispiel in Argon, wie im ersten Bild gezeigt.

Verbindungen

Von Lithium abgeleitete Verbindungen, insbesondere seine Salze wie Carbonat oder Citrat, sind viel sicherer. Solange die Menschen, die sie einnehmen, die von ihren Ärzten verschriebenen Indikationen einhalten.

Einige der vielen unerwünschten Wirkungen, die es bei Patienten hervorrufen kann, sind: Durchfall, Übelkeit, Müdigkeit, Schwindel, Benommenheit, Zittern, übermäßiges Wasserlassen, Durst und Gewichtszunahme.

Die Auswirkungen können bei schwangeren Frauen noch schwerwiegender sein, die Gesundheit des Fötus beeinträchtigen oder Geburtsfehler verstärken. Ebenso wird die Einnahme bei stillenden Müttern nicht empfohlen, da Lithium von der Milch auf das Baby übertragen werden kann und von dort aus alle Arten von Anomalien oder negativen Auswirkungen entwickelt.

Anwendungen

Die bekanntesten Verwendungen für dieses Metall auf einer beliebten Ebene liegen im Bereich der Medizin. Es findet jedoch Anwendung in anderen Bereichen, insbesondere bei der Energiespeicherung durch Verwendung von Batterien.

Metallurgie

Lithiumsalze, insbesondere Li ₂ CO ₃ , dienen als Additiv in Gießereiprozessen für verschiedene Zwecke:

-Degass

-Entschwefelt

- Definiert die Körner von Nichteisenmetallen

-Erhöht die Fließfähigkeit der Schlacken der Gussformen

-Reduziert die Schmelztemperatur in Aluminiumgussteilen dank seiner hohen spezifischen Wärme.

Metallorganisch

Alkyllithiumverbindungen werden verwendet, um molekulare Strukturen zu alkylieren (R-Seitenketten hinzufügen) oder arylar (Aromaten hinzufügen). Sie zeichnen sich durch eine gute Löslichkeit in organischen Lösungsmitteln aus und sind im Reaktionsmedium nicht so reaktiv; Daher dient es als Reagenzien oder Katalysatoren für mehrere organische Synthesen.

Schmierstoffe

Lithiumstearat (Produkt der Reaktion zwischen einem Fett und LiOH) wird dem Öl zugesetzt, um eine Schmiermischung zu erzeugen.

Dieses Lithiumschmiermittel ist beständig gegen hohe Temperaturen, härtet beim Abkühlen nicht aus und ist gegenüber Sauerstoff und Wasser inert. Daher findet es Verwendung in Militär-, Luft- und Raumfahrt-, Industrie-, Automobil- usw. Anwendungen.

Keramik- und Glasadditiv

Die mit Li ₂ O behandelten Gläser oder Keramiken erhalten beim Schmelzen niedrigere Viskositäten und eine höhere Beständigkeit gegen Wärmeausdehnung. Zum Beispiel werden Küchenutensilien aus diesen Materialien hergestellt und Pyrex-Glas hat auch diese Verbindung in seiner Zusammensetzung.

Legierungen

Weil es so ein Leichtmetall ist, sind es auch seine Legierungen; unter ihnen die von Aluminium-Lithium. Wenn es als Additiv zugesetzt wird, erhalten sie nicht nur weniger Gewicht, sondern auch eine höhere Beständigkeit gegen hohe Temperaturen.

Kältemittel

Aufgrund seiner hohen spezifischen Wärme eignet es sich ideal als Kältemittel für Prozesse, bei denen viel Wärme freigesetzt wird. zum Beispiel in Kernreaktoren. Dies liegt daran, dass es "kostet", die Temperatur zu erhöhen, und daher verhindert, dass Wärme leicht nach außen abgestrahlt wird.

Batterien

Die vielversprechendste Anwendung ist der Markt für Lithium-Ionen-Batterien. Diese nutzen die Leichtigkeit, mit der Lithium zu Li ⁺ oxidiert wird , um das freigesetzte Elektron zu nutzen und einen externen Stromkreis zu aktivieren. Somit bestehen die Elektroden entweder aus metallischem Lithium oder aus Legierungen davon, wobei das Li ⁺ interkalieren und sich durch das Elektrolytmaterial bewegen kann.

Als letzte Kuriosität widmete die Musikgruppe Evanescense diesem Mineral ein Lied mit dem Titel "Lithium".

Verweise

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