Liti

De Viquipèdia
Dreceres ràpides: navegació, cerca
Liti
3Li
helilitiberil·li
H

Li

Na
Aspecte
Blanc platejat (es mostra flotant en oli)



Línies espectrals del liti
Propietats generals
Nom, símbol, nombre Liti, Li, 3
Categoria d'elements Metalls alcalins
Grup, període, bloc 12, s
Pes atòmic estàndard 6,941(2)
Configuració electrònica 1s2 2s1 o [He]2s1
2, 1
Configuració electrònica de Liti
Propietats físiques
Fase Sòlid
Densitat
(prop de la t. a.)
0,534 g·cm−3
Densitat del
líquid en el p. f.
0,512 g·cm−3
Punt de fusió 453,69 K, 180,54 °C
Punt d'ebullició 1.615 K, 1.342 °C
Punt crític (extrapolat)
3.223 K, 67 MPa
Entalpia de fusió 3,00 kJ·mol−1
Entalpia de vaporització 147,1 kJ·mol−1
Capacitat calorífica molar 24,860 J·mol−1·K−1
Pressió de vapor
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
a T (K) 797 885 995 1.144 1.337 1.610
Propietats atòmiques
Estats d'oxidació +1, -1
(òxid bàsic fort)
Electronegativitat 0,98 (escala de Pauling)
Energies d'ionització 1a: 520,2 kJ·mol−1
2a: 7.298,1 kJ·mol−1
3a: 11.815,0 kJ·mol−1
Radi atòmic 152 pm
Radi covalent 128±7 pm
Radi de Van der Waals 182 pm
Miscel·lània
Estructura cristal·lina Cúbica centrada en el cos
Liti té una estructura cristal·lina cúbica centrada en el cos
Ordenació magnètica Paramagnètic
Resistivitat elèctrica (20 °C) 92,8 nΩ·m
Conductivitat tèrmica 84,8 W·m−1·K−1
Dilatació tèrmica (25 °C) 46 µm·m−1·K−1
Velocitat del so (barra prima) (20 °C) 6.000 m·s−1
Mòdul d'elasticitat 4,9 GPa
Mòdul de cisallament 4,2 GPa
Mòdul de compressibilitat 11 GPa
Duresa de Mohs 0,6
Nombre CAS 7439-93-2
Isòtops més estables
Article principal: Isòtops del liti
Iso AN Semivida MD ED (MeV) PD
6Li 7,5% 6Li és estable amb 3 neutrons
7Li 92,5% 7Li és estable amb 4 neutrons
6El contingut del Li pot ser tan baix com del 3,75% en mostres naturals. Llavors el 7Li tindria un contingut de fins al 96,25%.

El liti és un element químic de símbol Li i nombre atòmic 3. En la taula periòdica, es troba en el grup 1, entre els elements alcalins. . És un metall tou de color blanc platejat que s'oxida ràpidament en l'aire o l'aigua. Sota condicions estàndards, és el metall més lleuger i l'element sòlid menys dens.

Quan està en contacte amb l'aire humit corroeix la superfície ràpidament a un color gris platejat opac. A causa de la seva alta reactivitat, el liti no es produeix mai lliurement a la natura, en canvi, només apareix en els compostos, que són generalment iònics.

Com tots els metalls alcalins, el liti és altament reactiu i inflamable. Per aquesta raó, s'emmagatzema normalment en oli mineral. El liti es produeix en una sèrie de minerals pegmàtics, però a causa de la seva solubilitat com a està present a l’aigua dels oceans i normalment s’obté a partir de salmorra i argiles.

 En una escala comercial, el liti és aïllat electrolíticament a partir d'una barreja de clorur de liti i clorur de potassi.

S'empra especialment en aliatges conductors de la calor, en bateries elèctriques i en el tractament de certs tipus de depressions.

Propietats principals[modifica | modifica el codi]

El liti té un dels punts de fusió més baix entre tots els metalls (180 ° C), però té els punts de fusió i d'ebullició més alts dels metalls alcalins. Té molt baixa densitat (0,534 g / cm3) i és el menys dens de tots els elements que són sòlids a temperatura ambient. A més a més, el liti és un dels tres metalls que poden surar a l'aigua, sent els altres dues, el sodi i el potassi. [1]

El liti experimenta un gran nombre de reaccions, tant amb reactius orgànics com inorgànics. Reacciona amb l'oxigen per formar el monòxid i el peròxid, i és l'únic metall alcalí que reacciona amb el nitrogen a temperatura ambient per produir nitrur. Reacciona fàcilment amb l'hidrogen a gairebé 500 ºC per formar hidrur de liti. El liti reacciona en forma directa amb el carboni per produir el carbur. Es combina fàcilment amb els halògens i forma halogenurs amb emissió de llum. També reacciona amb compostos acetilènics, formant acetilurs de liti, els quals són importants en la síntesi de la vitamina A. El liti metàl·lic és soluble en amines alifàtiques de cadena curta, com l’etilamina, i és insoluble en els hidrocarburs[2]

Igual que els altres metalls alcalins, el liti té un sol electró de valència (és univalent) que es dóna fàcilment fins a formar un catió. A causa d'això, el liti és un bon conductor de calor i electricitat, així com un element altament reactiu, encara que és el menys reactiu dels metalls alcalins. La baixa reactivitat del liti, dins d'aquest grup, és a causa de la proximitat del seu electró de valència al seu nucli (els dos electrons restants es troben en l'orbital 1s, que tenen una energia molt més baixa, i no participen en els enllaços químics). [3]

Acostat a una flama, la torna carmesina; però si la combustió és violenta, la flama adquireix un color blanc brillant.

Aplicacions i usos[modifica | modifica el codi]

Per la seva elevada calor específica, la major de tots els sòlids, s'empra en aplicacions de transferència de calor i pel seu elevat potencial electroquímic, constitueix un ànode adequat per a les bateries elèctriques. A més té altres usos:

  • En el camp de la medicina s'usa carbonat de liti (Li2CO3) i el citrat de liti per al tractament de desordres bipolars, trastorns de personalitat i fins i tot per tractar l'alcoholisme. Es va provar per primera vegada en animals d'experimentació el seu efecte sedant al segle XX. En el cos humà la concentració de Li és de 10 a 40 ug / l. És una concentració molt petita, per això qualsevol medicació que contingui liti ha de ser receptada amb prenscripción mèdica.[4]
  • En l'àrea nuclear s'aconsegueix triti (hidrogen-3), mitjançant el bombardeig de liti-6 i liti-7 amb nuetrons, un isòtop radioactiu de l'hidrogen que és utlitzat per millorar la eficiència de la fissió en les bombes d'hidrogen, i per absorbir els neutrons alliberats per aquesta. També per la seva gran calor especifica, el Li-7, és utilitzat com a agent de refredament en reactors nuclears. El liti també s'usa com a font de partícules alfa i nuclis d'heli. Quan 7-Li es bombardeja amb protons, es forma 8-Be, que amb fissió es formen dues partícules alfa.
  • A partir dels darrers anys del segle XX, el liti s'ha fet servir com ànode en les anomenades bateries de liti, car té un alt potencial electroquímic. Una cel·la típica genera aproximadament 3 volts, més voltatge que els 1,5 volts de les cèl·lules de les bateries de plom o zinc. Donada la seva baixa massa atòmica, també té una alta relació de càrrega i pes.
  • Pirotècnia: carbonat de liti
  • En metal·lúrgia per a l'obtenció de l'alumini, s'utilitza fluorur de liti com a additiu a l'electròlit de criolita, que augmenta notablement l'eficiència de corrent i baixa la temperatura de fusió de la criolita. També s'utlitza el carbonat de liti com a additiu en la fundició contínua per millorar la fluïdesa d'aquesta i en alguns casos per evitar el vetejat.
  • Els organolitiats es caracterizen per tenir un enllaç covalent entre un àtom de C i un de Li. Tenen aplicacions en la síntesis de polímers i es classifiquen en fine-chemicals. A la indústria polimèrica, els compostos de liti es fan servir com a catalitzadors o iniciadors en polimeritzacions aniòniques d'olefines. Dins la indústria de fine-chemicals, els compostos organolitiats s'usen com a bases molt fortes i principalment per a la síntesi d'altres compostos organometàl·lics.

Història[modifica | modifica el codi]

El liti (del grec λιθoς, pedra) va ser descobert per Johan August Arfwedson en 1817. Arfvedson va trobar el nou element en l'espodumena i lepidolita d'una mena de petalita, LiAl(Si2O5)2, de l'illa Utö (Suècia) que estava analitzant. En 1818, CG Gmelin va ser el primer a observar que les sals de liti tornen la flama d'un color roig brillant. Estos dos van intentar, sense èxit, aïllar l'element de les seues sals, la qual cosa finalment van aconseguir W.T. Brande i Sir Humphrey Davy, mitjançant electròlisi de l'òxid de liti. El nom de l'element prové del fet d'haver sigut descobert en un mineral, mentre que la resta dels metalls alcalins van ser descoberts en teixits de plantes.

En 1923 l'empresa alemanya Metallgesellschaft AG va començar a produir liti mitjançant l'electròlisi del clorur de liti i clorur de potassi fosos.

Abundància[modifica | modifica el codi]

Trossets de liti (recoberts d'hidròxid de liti blanc)

És un metall escàs en l'escorça terrestre que es troba dispers en certes roques, però mai en el seu estat elemental a causa de la seva gran reactivitat. [6] Es troba en petita proporció en roques volcàniques i sals naturals. En aigua de mar l'element existeix a una concentració relativament constant de 0,14 a 0,25 parts per milió (ppm).[7] [8] Les estimacions per al contingut de l'escorça terrestre varien entre 20 i 70 ppm en pes.[9]

Isòtops[modifica | modifica el codi]

Els isòtops estables del liti són dos, Li-6 i Li-7, sent aquest últim el més abundant (92,5%). S'han caracteritzat sis radioisòtops, sent els més estables el Li-8 amb un període de semidesintegració de 838 mil·lisegons, i el Li-9 amb 178,3 ms de vida mitjana. La resta d'isòtops radioactius tenen vides mitjanes menors de 8,5 ms.

Els pesos atòmics del liti varien entre 4,027 i 11,0348 uma del Li-4 i el Li-11, respectivament. Mentre que el mode de desintegració principal dels isòtops, més lleugers que l'isòtop estable més abundant (Li-7), és l'emissió protònica (en un cas de desintegració alfa), on s'obtenen isòtops d'heli, en els isòtops més pesats el mode més habitual és la desintegració beta, (amb algun cas d'emissió neutrònica) on resulten isòtops de beril·li.

El Li-7 és un dels elements primordials, produïts per síntesi nuclear després del big bang. Els isòtops de liti es fraccionen substancialment en una gran varietat de processos naturals, incloent-hi la precipitació química en la formació de minerals, processos metabòlics, i la substitució del magnesi i el ferro en xarxes cristal·lines de minerals argilosos en què el Li-6 és preferit enfront del Li-7, etc.

Perills[modifica | modifica el codi]

Igual que altres metalls alcalins, el liti pur és altament inflamable i lleugerament explosiu quan s'exposa a l'aire i, especialment, a l'aigua.

Si l’exposició és a curt termini, la substància és corrosiva per als ulls, la pell i el tracte respiratori, fet que requereix l'ús de medis adequats de manipulació per a evitar el contacte. Si és ingerit, també és corrosiu, i la inhalació pot causar edema pulmonar, encara que els símptomes no es manifesten fins després d'unes hores i són agreujats per l'esforç físic.

L’escalfament del liti pot provocar combustió violenta o explosió. La substància pot cremar espontàniament en contacte amb l'aire quan es dispersa en fines partícules i quan s’escalfa es formen vapors tòxics.

Reacciona violentament amb oxidants forts, àcids i molts compostos (hidrocarburs, halògens, halons, ciment, sorra i asbestos) provocant perill d'incendi i explosió. Reacciona violentament amb l'aigua, formant gas d’hidrogen altament inflamable i vapors corrosius d'hidròxid de liti. [10]

S'ha d'emmagatzemar en un líquid hidrocarbur inflamable com la nafta. El liti es considera lleugerament tòxic.

Rol biològic[modifica | modifica el codi]

El liti es troba en traces en nombroses plantes, plàncton i invertebrats, a concentracions de 69 a 5,760 parts per bilió (ppb). En els vertebrats la concentració és lleugerament inferior, i gairebé tots els teixits dels vertebrats i fluids corporals contenen liti que oscil·la entre 21 i 763 ppb.[11] Els organismes marins tendeixen a bioacumular el liti més que els organismes terrestres.[12] Es desconeix si el liti té un paper fisiològic en qualsevol d'aquests organismes.[11]

Les sals de liti s'empren en el tractament de la depressió.[13]

Obtenció [modifica | modifica el codi]

L'explotació de liti prové bàsicament de tres fonts:

  • De minerals, que és la més tradicional i que representa un 34% 
  • De les salmorres, que és més moderna i amb processos i tecnologies d'extracció menys costoses, que representa un 59%. 
  • D'alguns tipus d'argila amb grans contingut en Liti, mes costosa però econòmicament factible.[14]

Des de la Segona Guerra Mundial, la producció de liti s'ha incrementat enormement, separant-lo de les roques de què forma part i de les aigües minerals essent la espodumena espodumena (LiAl(SiO3)2) i la petalita (LiAlSi4O10) les fonts comercialment més viables. Al 1923 l'empresa Alemanya Metallgesellschaft AG va començar a produir liti mitjançant l'electròlisi del clorur de liti i clorur de potassi fosos. El metall es produeix per electròlisi a partir d'una mescla de clorur de liti fos al 55% i clorur de potassi al 45% a aproximadament 450 °C.[15][16] A partir de 2015, la major part de la producció mundial de liti es troba a Amèrica del Sud, on la salmorra que conté liti s'extreu de les piscines subterrànies i es concentra per evaporació solar. La tècnica estàndard d'extracció consisteix a evaporar l'aigua de la salmorra. Cada lot dura de 18 a 24 mesos.[17]

Reciclatge[modifica | modifica el codi]

Actualment hi ha poca necessitat econòmica de reciclar bateries d'ions de liti. Moltes bateries contenen només petites quantitats, en pes, de carbonat de liti i el material és relativament barat comparat amb la majoria dels metalls restants. 

Quan enviem les nostres bateries de liti a reciclar, els metalls que s'extreuen de les bateries són aquells més valuosos, com el cobalt. El cobalt s'utilitza en les bateries d'ió liti, d'on després s'extreu en forma d'òxid de cobalt i liti, amb un preu de 19 euros per quilo, més de tres vegades el preu al mercat del liti. Això continuarà així sempre que hi hagi Liti barat al mercat al moment en el qual aquest comenci a escassejar hi haurà més moviment sobre aquest tema, actualment el Liti que s'extreu d'aquest reciclat s'usava fins a 2012 com a farcit per al formigó.[18]

El reciclatge de liti també ha crescut notablement des que Japó va obrir la primera planta de reciclatge de bateries d'ions de liti en 1992. Instal·lacions a Bèlgica, Alemanya, Japó, Estats Units i Canadà ara poden processar bateries per al seu liti i altres components.

Preu al mercat[modifica | modifica el codi]

En el 2002 la tona mètrica tenia un preu d'1.590 $, actualment el seu preu ronda els 9.100 $.[19]

Vegeu també[modifica | modifica el codi]

Referències[modifica | modifica el codi]

  1. CRC handbook of chemistry and physics : a ready-reference book of chemical and physical data. CRC Pr, 2006. ISBN 0849304865. 
  2. Chemistry of the elements. ISBN 978-0-7506-3365-9. 
  3. E., Krebs, Robert. The history and use of our earth's chemical elements : a reference guide. Greenwood Press, 2006. ISBN 0313334382. 
  4. «Litio como medicamento para el trastorno bipolar y depresión» (en es-es). [Consulta: 17 maig 2017].
  5. CLARAMUNT VALLESPÍ, Rosa Mª. PRINCIPALES COMPUESTOS QUÍMICOS (en español). Epub, Junio 2015. ISBN 9788436269161. 
  6. Krebs, Robert E. The History and Use of Our Earth's Chemical Elements: A Reference Guide.. Westport: Greenwood Press. ISBN 0-313-33438-2.. 
  7. «Lithium occurence», 02-05-2009. [Consulta: 17 maig 2017].
  8. Schwochau, Klaus. Extraction of metals from sea water (en en). Springer, Berlin, Heidelberg, 1984, p. 91–133. DOI 10.1007/3-540-13534-0_3. ISBN 3540135340. 
  9. Emsley, John. Nature's Building Blocks: An A-Z Guide to the Elements (en en). Oxford University Press, 2001. ISBN 9780198503415. 
  10. Emsley, John. Nature’s Building Blocks. ISBN ISBN-10: 0198503407. 
  11. 11,0 11,1 «Some Facts about Lithium». [Consulta: 17 maig 2017].
  12. Chassard-Bouchaud, C.; Galle, P.; Escaig, F.; Miyawaki, M. «[Bioaccumulation of lithium by marine organisms in European, American, and Asian coastal zones: microanalytic study using secondary ion emission]». Comptes rendus de l'Academie des sciences. Serie III, Sciences de la vie, 299, 18, 1984, pàg. 719–724. ISSN: 0764-4469. PMID: 6440674.
  13. Ulloa-Flores, Rosa Elena; Peña-Olvera, Francisco de la; Nogales-Imaca, Inés «Tratamiento multimodal de niños y adolescentes con depresión». Salud mental, 34, 5, 01-10-2011, pàg. 403–407. ISSN: 0185-3325.
  14. Moyano, Ricardo «Bustamante, P. et al. 2012. Earth and sky as a 1.1 astronomical instrument and Rorschach test» (en en). Falta indicar la publicació.
  15. Greenwood. Chemistry of the Elements (en en). Elsevier Science & Technology Books, 1996-04-01. ISBN 9780080379418. 
  16. «An Overview of Commercial Lithium Production». The Balance.
  17. Martin, Richard «As Demand for Lithium Grows, the Race to Extract It Intensifies» (en en). MIT Technology Review.
  18. SA, Ferrocement. «Ferrosil Litio en Ferrocement - Productos químicos para la construcción y sistemas de pisos industriales.» (en es). [Consulta: 17 maig 2017].
  19. «Lithium Price - Metalary» (en en-us). Metalary.

Enllaços externs[modifica | modifica el codi]