Liti | |||||||||||||||||||||||||
---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
3Li
| |||||||||||||||||||||||||
| |||||||||||||||||||||||||
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 | 1, 2, s | ||||||||||||||||||||||||
Pes atòmic estàndard | 6,941(2) | ||||||||||||||||||||||||
Configuració electrònica | 1s2 2s1 o 2s1 2, 1 | ||||||||||||||||||||||||
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 | |||||||||||||||||||||||||
| |||||||||||||||||||||||||
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 | ||||||||||||||||||||||||
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 | |||||||||||||||||||||||||
|
El liti és l'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 argentat que s'oxida ràpidament en l'aire o l'aigua. Sota condicions estàndard, 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 argentat 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 ió 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.
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.
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 °C 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.
Igual que els altres metalls alcalins, el liti té un sol electró de valència (és univalent) que es dona 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).
Acostat a una flama, la torna carmesina; però si la combustió és violenta, la flama adquireix un color blanc brillant.
Els usos del liti i els seus compostos es relacionen amb les propietats que tenen. La majoria s'utilitza per fer piles i bateries (35%), seguit d'aplicacions en vidres i ceràmica (32%) i a la indústria de grases lubricants (9%).
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. Altres usos:
El liti (del grec λιθoς, lithos, '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. Aquests 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.
L'escassetat del liti es calcula que suposarà el final del recurs abans de meitat del segle xxi.
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. 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). Les estimacions per al contingut de l'escorça terrestre varien entre 20 i 70 ppm en pes.
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 pesants 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.
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.
S'ha d'emmagatzemar en un líquid hidrocarbur inflamable com la nafta. El liti es considera lleugerament tòxic.
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 líquids corporals contenen liti que oscil·la entre 21 i 763 ppb. Els organismes marins tendeixen a bioacumular el liti més que els organismes terrestres. Es desconeix si el liti té un paper fisiològic en qualsevol d'aquests organismes.
Les sals de liti s'empren en el tractament de la depressió.
L'explotació de liti prové bàsicament de tres fonts:
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. 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.
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.
El reciclatge de liti també ha crescut notablement des que el 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.
En el 2002 la tona mètrica tenia un preu d'1.590 $, actualment el seu preu ronda els 9.100 $.
Taula periòdica | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
H | He | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Li | Be | B | C | N | O | F | Ne | ||||||||||||||||||||||||||||||||||
Na | Mg | Al | Si | P | S | Cl | Ar | ||||||||||||||||||||||||||||||||||
K | Ca | Sc | Ti | V | Cr | Mn | Fe | Co | Ni | Cu | Zn | Ga | Ge | As | Se | Br | Kr | ||||||||||||||||||||||||
Rb | Sr | Y | Zr | Nb | Mo | Tc | Ru | Rh | Pd | Ag | Cd | In | Sn | Sb | Te | I | Xe | ||||||||||||||||||||||||
Cs | Ba | La | Ce | Pr | Nd | Pm | Sm | Eu | Gd | Tb | Dy | Ho | Er | Tm | Yb | Lu | Hf | Ta | W | Re | Os | Ir | Pt | Au | Hg | Tl | Pb | Bi | Po | At | Rn | ||||||||||
Fr | Ra | Ac | Th | Pa | U | Np | Pu | Am | Cm | Bk | Cf | Es | Fm | Md | No | Lr | Rf | Db | Sg | Bh | Hs | Mt | Ds | Rg | Cn | Nh | Fl | Mc | Lv | Ts | Og | ||||||||||
| |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|