LITHIUM: HISTOIRE, STRUCTURE, PROPRIÉTÉS, RISQUES ET UTILISATIONS - CHIMIE - 2025

Le lithium est un élément métallique dont le symbole chimique est Li et le numéro atomique 3. Il est le troisième élément du tableau périodique et mène le groupe 1 des métaux alcalins. De tous les métaux, c'est celui qui a la densité la plus faible et la chaleur spécifique la plus élevée. Il est si léger qu'il peut flotter sur l'eau.

Son nom dérive du mot grec «lithos» qui signifie pierre. Ils lui ont donné ce nom car il a été découvert précisément dans le cadre de certains minéraux dans les roches ignées. De plus, il a montré des propriétés caractéristiques similaires à celles des métaux sodium et calcium, que l'on retrouve dans les cendres végétales.

Pièces métalliques au lithium recouvertes d'une couche de nitrure stockées dans l'argon. Source: Images haute résolution d'éléments chimiques

Il a un seul électron de valence, le perdant pour devenir le cation Li ⁺ dans la plupart de ses réactions; ou en le partageant dans une liaison covalente avec du carbone, Li-C dans des composés organolithiens (tels que les alkyl lithium).

Son aspect, comme beaucoup d'autres métaux, est celui d'un solide argenté qui peut devenir grisâtre s'il est exposé à l'humidité. Il peut présenter des couches noirâtres (image du haut), lorsqu'il réagit avec l'azote de l'air pour former un nitrure.

Chimiquement, il est identique à ses congénères (Na, K, Rb, Cs, Fr), mais moins réactif puisque son seul électron subit une force d'attraction beaucoup plus grande en raison de sa proximité, ainsi que du mauvais effet de blindage de ses deux électrons internes. À son tour, il réagit comme le magnésium en raison de l'effet de biais.

En laboratoire, les sels de lithium peuvent être identifiés en les chauffant dans un briquet; l'apparition d'une flamme cramoisie intense certifiera sa présence. En fait, il est souvent utilisé dans les laboratoires d'enseignement pour les analyses.

Ses applications varient de l'utilisation comme additif pour les céramiques, les verres, les alliages ou les mélanges de fonderie, à comme milieu de refroidissement et la conception de batteries très efficaces et petites; bien qu'explosif, étant donné le caractère réactif du lithium. C'est le métal qui a le plus tendance à s'oxyder et, par conséquent, celui qui abandonne le plus facilement son électron.

L'histoire

Découverte

La première apparition du lithium dans l'univers remonte à loin, quelques minutes après le Big Bang, lorsque les noyaux d'hydrogène et d'hélium ont fusionné. Cependant, sur terre, il a fallu du temps à l'humanité pour l'identifier comme un élément chimique.

C'était en 1800, lorsque le scientifique brésilien José Bonifácio de Andrada e Silva a découvert les minéraux spodumène et pétalite sur l'île suédoise d'Utö. Avec cela, il avait trouvé les premières sources officielles de lithium, mais on ne savait toujours rien de lui.

En 1817, le chimiste suédois Johan August Arfwedson a pu isoler de ces deux minéraux un sel sulfate contenant un élément autre que le calcium ou le sodium. À ce moment-là, August Johan travaillait dans les laboratoires du célèbre chimiste suédois Jöns Jacob Berzelius.

C'est Berzelius qui a appelé ce nouvel élément, produit de ses observations et expériences, «lithos», qui signifie pierre en grec. Ainsi, le lithium pouvait enfin être reconnu comme un élément nouveau, mais il était encore nécessaire de l'isoler.

Isolement

Juste un an plus tard, en 1821, William Thomas Brande et Sir Humphry Davy ont réussi à isoler le lithium comme métal en appliquant l'électrolyse à l'oxyde de lithium. Bien qu'en très petites quantités, elles étaient suffisantes pour observer sa réactivité.

En 1854, Robert Wilhelm Bunsen et Augustus Matthiessen ont pu produire du lithium métal en plus grandes quantités à partir de l'électrolyse du chlorure de lithium. De là, sa production et son commerce avaient commencé, et la demande allait augmenter à mesure que de nouvelles applications technologiques seraient découvertes en raison de ses propriétés uniques.

Structure et configuration électronique

La structure cristalline du lithium métallique est cubique centrée sur le corps (bcc). De toutes les structures cubiques compactes, c'est la moins dense et correspond à sa caractéristique de métal le plus léger et le moins dense de tous.

Dans celui-ci, les atomes de Li sont entourés de huit voisins; c'est-à-dire que le Li est au centre du cube, avec quatre Li en haut et en bas aux coins. Cette phase bcc est également appelée α-Li (bien que ce nom ne soit apparemment pas très répandu).

Les phases

Comme la grande majorité des métaux solides ou des composés, ils peuvent subir des transitions de phase lorsqu'ils subissent des changements de température ou de pression; tant qu'ils ne sont pas fondés. Ainsi, le lithium cristallise avec une structure rhomboédrique à très basse température (4,2 K). Les atomes de Li sont presque gelés et vibrent moins dans leurs positions.

Lorsque la pression est augmentée, il acquiert des structures hexagonales plus compactes; et en augmentant encore plus, le lithium subit d'autres transitions qui n'ont pas été complètement caractérisées par diffraction des rayons X.

Par conséquent, les propriétés de ce «lithium comprimé» sont toujours à l'étude. De même, on ne comprend pas encore comment ses trois électrons, dont l'un est une valence, interviennent dans son comportement de semi-conducteur ou de métal dans ces conditions de haute pression.

Trois électrons au lieu d'un

Il semble curieux que le lithium reste à ce stade un "livre opaque" pour ceux qui sont engagés dans l'analyse cristallographique.

En effet, bien que la configuration électronique soit 2s ¹, avec si peu d'électrons, elle peut difficilement interagir avec le rayonnement appliqué pour élucider ses cristaux métalliques.

En outre, il est théorisé que les orbitales 1 et 2 se chevauchent à des pressions élevées. Autrement dit, les électrons internes (1s ²) et les électrons de valence (2s ¹) régissent les propriétés électroniques et optiques du lithium dans ces phases super compactes.

Numéro d'oxydation

Cela dit, la configuration électronique du lithium est 2s ¹, il peut perdre un seul électron; les deux autres, de l'orbitale interne 1s ², exigeraient beaucoup d'énergie pour être éliminés.

Par conséquent, le lithium participe à presque tous ses composés (inorganiques ou organiques) avec un indice d'oxydation de +1. Cela signifie que dans ses liaisons, Li-E, où E devient n'importe quel élément, l'existence du cation Li ⁺ est supposée (que cette liaison soit ionique ou covalente).

Le nombre d'oxydation -1 est peu probable pour le lithium, car il devrait se lier à un élément beaucoup moins électronégatif que lui; fait qu'en soi est difficile étant ce métal très électropositif.

Ce nombre d'oxydation négatif représenterait une configuration électronique 2s ² (pour gagner un électron), et il serait également isoélectronique au béryllium. Maintenant, l 'existence de l ^' anion Li serait supposée, et ses sels dérivés seraient appelés lithuros.

En raison de son grand potentiel d'oxydation, ses composés contiennent principalement le cation Li ⁺, qui, en raison de sa petite taille, peut exercer un effet polarisant sur les anions volumineux pour former des liaisons covalentes Li-E.

Propriétés

La flamme cramoisie des composés de lithium. Source: Antti T. Nissinen (https://www.flickr.com/photos/veisto/2128261964)

Apparence physique

Métal blanc argenté à texture lisse, dont la surface devient grise lorsqu'elle est oxydée ou s'assombrit lorsqu'elle réagit directement avec l'azote dans l'air pour former son nitrure correspondant. Il est si léger qu'il flotte dans l'eau ou l'huile.

Il est si lisse qu'il peut même être tranché à l'aide d'un couteau, ou même avec vos ongles, ce qui ne serait pas du tout recommandé.

Masse molaire

6,941 g / mol.

Point de fusion

180,50 ° C

Point d'ébullition

1330 ° C

Densité

0,534 g / mL à 25 ° C

Solubilité

Oui, il flotte dans l'eau, mais il commence immédiatement à réagir avec. Il est soluble dans l'ammoniac, où lorsqu'il se dissout, ses électrons sont solvatés pour produire des couleurs bleues.

La pression de vapeur

0,818 mm Hg à 727 ° C; c'est-à-dire que même à des températures élevées, ses atomes ne peuvent à peine s'échapper dans la phase gazeuse.

Electronégativité

0,98 sur l'échelle de Pauling.

Énergies d'ionisation

Premièrement: 520,2 kJ / mol

Deuxième: 7298,1 kJ / mol

Troisième: 11815 kJ / mol

Ces valeurs correspondent aux énergies nécessaires pour obtenir les ions gazeux respectivement Li ⁺, Li ²⁺ et Li ³⁺.

La température d'auto-inflammation

179 ° C

Tension superficielle

398 mN / m à son point de fusion.

Viscosité

À l'état liquide, il est moins visqueux que l'eau.

Température de fusion

3,00 kJ / mol.

Chaleur de vaporisation

136 kJ / mol.

Capacité thermique molaire

24 860 J / mol · K. Cette valeur est extraordinairement élevée; le plus élevé de tous les éléments.

Dureté Mohs

0,6

Les isotopes

Dans la nature, le lithium se présente sous la forme de deux isotopes: ⁶ Li et ⁷ Li. La masse atomique de 6,941 u à elle seule indique laquelle des deux est la plus abondante: ⁷ Li. Ce dernier représente environ 92,4% de tous les atomes de lithium; tandis que ⁶ Li, environ 7,6% d'entre eux.

Chez les êtres vivants, l'organisme préfère ⁷ Li à ⁶ Li; Cependant, dans les matrices minéralogiques, l'isotope ⁶ Li est mieux reçu et, par conséquent, son pourcentage d'abondance dépasse 7,6%.

Réactivité

Bien qu'il soit moins réactif que les autres métaux alcalins, il reste un métal assez actif, il ne peut donc pas être exposé à l'atmosphère sans subir d'oxydation. Selon les conditions (température et pression), il réagit avec tous les éléments gazeux: hydrogène, chlore, oxygène, azote; et avec des solides tels que le phosphore et le soufre.

Nomenclature

Il n'y a pas d'autres noms pour le lithium métal. Concernant ses composés, une grande partie d'entre eux sont nommés selon les nomenclatures systématiques, traditionnelles ou de stock. Son état d'oxydation de +1 est pratiquement inchangé, donc dans la nomenclature du stock, le (I) n'est pas écrit à la fin du nom.

Exemples

Par exemple, considérons les composés Li ₂ O et Li ₃ N.

Le Li ₂ O reçoit les noms suivants:

- Oxyde de lithium, selon la nomenclature de stock

- Oxyde lithique, selon la nomenclature traditionnelle

- Monoxyde de dilithium, selon la nomenclature systématique

Alors que Li ₃ N est appelé:

- Nitrure de lithium, nomenclature de base

- Nitrure lithique, nomenclature traditionnelle

- Mononitrure de trilithium, nomenclature systématique

Rôle biologique

La mesure dans laquelle le lithium peut ou non être essentiel pour les organismes est inconnue. De même, les mécanismes par lesquels il pourrait être métabolisé sont incertains et sont toujours à l'étude.

Par conséquent, on ne sait pas quels effets positifs une alimentation «riche» en lithium peut avoir; même s'il peut être trouvé dans tous les tissus du corps; surtout dans les reins.

Régulateur des niveaux de sératonine

L'effet pharmacologique de certains sels de lithium sur l'organisme est connu, notamment sur le cerveau ou le système nerveux. Par exemple, il régule les niveaux de sérotonine, une molécule responsable des aspects chimiques du bonheur. Cela dit, il n'est pas rare de penser que cela altère ou modifie les humeurs des patients qui les consomment.

Cependant, ils déconseillent de consommer du lithium avec des médicaments qui combattent la dépression, car il existe un risque d'augmenter trop la sérotonine.

Il aide non seulement à combattre la dépression, mais aussi les troubles bipolaires et schizophréniques, ainsi que d'autres troubles neurologiques éventuels.

Carence

À titre de spéculation, les personnes ayant une alimentation pauvre en lithium sont soupçonnées d'être plus sujettes à la dépression ou à se suicider ou à homicide. Cependant, formellement, les effets de sa carence restent inconnus.

Où trouver et produire

Le lithium ne se trouve pas dans la croûte terrestre, encore moins dans les mers ou l'atmosphère, à l'état pur, sous forme de métal blanc brillant. Au lieu de cela, il a subi des transformations au cours de millions d'années qui l'ont positionné comme un ion Li ⁺ (principalement) dans certains minéraux et groupes de roches.

On estime que sa concentration dans la croûte terrestre varie entre 20 et 70 ppm (partie par million), ce qui équivaut à environ 0,0004% de celle-ci. Dans les eaux marines, sa concentration est de l'ordre de 0,14 et 0,25 ppm; autrement dit, le lithium est plus abondant dans les pierres et les minéraux que dans les saumures ou les fonds marins.

Les minéraux

Quartz spodumène, l'une des sources naturelles de lithium. Source: Rob Lavinsky, iRocks.com - CC-BY-SA-3.0

Les minéraux où se trouve ce métal sont les suivants:

- Spodumène, LiAl (SiO ₃) ₂

- Pétalite, LiAlSi ₄ O ₁₀

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

Ces trois minéraux ont en commun d'être des aluminosilicates de lithium. Il existe d'autres minéraux où le métal peut également être extrait, tels que les argiles ambligonite, elbaite, tripillite, eucriptite ou hectorite. Cependant, le spodumène est le minéral à partir duquel la plus grande quantité de lithium est produite. Ces minéraux constituent certaines roches ignées telles que le granite ou la pegmatite.

Eaux marines

Par rapport à la mer, il est extrait des saumures sous forme de chlorure, hydroxyde ou carbonate de lithium, LiCl, LiOH et Li ₂ CO ₃, respectivement. De la même manière, il peut être obtenu à partir de lacs ou de lagunes, ou dans différents dépôts de saumure.

Dans l'ensemble, le lithium se classe au 25e rang en termes d'abondance des éléments sur Terre, ce qui est bien corrélé à sa faible concentration dans les terres et dans l'eau, et est donc considéré comme un élément relativement rare.

Étoiles

Le lithium se trouve dans les jeunes étoiles en plus grande abondance que dans les étoiles plus âgées.

Pour obtenir ou produire ce métal à l'état pur, il existe deux options (en ignorant les aspects économiques ou de rentabilité): l'extraire par une action minière ou le collecter dans les saumures. Ce dernier est la source prédominante dans la production de lithium métallique.

Production de lithium métallique par électrolyse

A partir de la saumure, un mélange fondu de LiCl est obtenu, qui peut ensuite être soumis à une électrolyse pour séparer le sel en ses composants élémentaires:

LiCl (l) → Li (s) + 1/2 Cl ₂ (g)

Alors que les minéraux sont digérés dans des milieux acides pour obtenir leurs ions Li ⁺ après des processus de séparation et de purification.

Le Chili se positionne comme le plus grand producteur de lithium au monde, en se procurant à la saline d'Atacama. Sur le même continent, suit l'Argentine, un pays qui extrait LiCl du Salar del Hombre Muerto et, enfin, de la Bolivie. Cependant, l'Australie est le plus grand producteur de lithium grâce à l'exploitation du spodumène.

Réactions

La réaction la plus connue du lithium est celle qui se produit au contact de l'eau:

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

LiOH est l'hydroxyde de lithium et, comme on peut le voir, il produit de l'hydrogène gazeux.

Réagit avec l'oxygène et l'azote gazeux pour former les produits suivants:

4Li (s) + O ₂ (g) → 2Li ₂ O (s)

2Li (s) + O ₂ (g) → 2Li ₂ O ₂ (s)

Li ₂ O est l'oxyde de lithium, qui a tendance à se former au-dessus de Li ₂ O ₂, le peroxyde.

6Li (s) + N ₂ (g) → 2Li ₃ N (s)

Le lithium est le seul métal alcalin capable de réagir avec l'azote et de provoquer ce nitrure. Dans tous ces composés, on peut supposer l'existence du cation Li ⁺, participant à des liaisons ioniques à caractère covalent (ou vice versa).

Il peut également réagir directement et vigoureusement avec les halogènes:

2Li (s) + F ₂ (g) → LiF (s)

Réagit également avec les acides:

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

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

Les composés LiF, LiCl et LiNO ₃ sont respectivement le fluorure, le chlorure et le nitrate de lithium.

Et concernant ses composés organiques, le plus connu est le lithium butyl:

2 Li + C ₄ H ₉ X → C ₄ H ₉ Li + LiX

Où X est un atome d'halogène et C ₄ H ₉ X est un halogénure d'alkyle.

Des risques

Metal pur

Le lithium réagit violemment avec l'eau et peut réagir avec l'humidité de la peau. C'est pourquoi si quelqu'un le manipulait à mains nues, il souffrirait de brûlures. Et s'il est granulé ou sous forme de poudre, il s'enflamme à température ambiante, posant ainsi des risques d'incendie.

Des gants et des lunettes de sécurité doivent être utilisés pour manipuler ce métal, car un contact minimal avec les yeux peut provoquer une irritation grave.

En cas d'inhalation, les effets peuvent être encore pires, brûlant les voies respiratoires et provoquant un œdème pulmonaire en raison de la formation interne de LiOH, une substance caustique.

Ce métal doit être stocké immergé dans l'huile, ou dans des atmosphères sèches et plus inerte que l'azote; par exemple dans l'argon, comme le montre la première image.

Composés

Les composés dérivés du lithium, en particulier ses sels, tels que le carbonate ou le citrate, sont beaucoup plus sûrs. Tant que les personnes qui les ingèrent respectent les indications prescrites par leurs médecins.

Certains des nombreux effets indésirables qu'il peut générer chez les patients sont: diarrhée, nausées, fatigue, étourdissements, étourdissements, tremblements, miction excessive, soif et prise de poids.

Les effets peuvent être encore plus graves chez les femmes enceintes, affectant la santé du fœtus ou augmentant les malformations congénitales. De même, son apport n'est pas recommandé chez les mères qui allaitent, car le lithium peut passer du lait au bébé et de là développer toutes sortes d'anomalies ou d'effets négatifs.

Applications

Les utilisations les plus connues de ce métal à un niveau populaire résident dans le domaine de la médecine. Cependant, il trouve une application dans d'autres domaines, notamment dans le stockage d'énergie grâce à l'utilisation de batteries.

Métallurgie

Les sels de lithium, en particulier Li ₂ CO ₃, servent d'additif dans les procédés de fonderie à différentes fins:

-Dégasse

-Désulfure

-Raffine les grains de métaux non ferreux

-Augmente la fluidité des scories des moules de coulée

-Réduit la température de fusion des pièces moulées en aluminium grâce à sa chaleur spécifique élevée.

Organométallique

Les composés d'alkyl lithium sont utilisés pour alkyler (ajouter des chaînes latérales R) ou arylar (ajouter des groupes aromatiques aromatiques). Ils se distinguent par leur bonne solubilité dans les solvants organiques et par leur faible réactivité dans le milieu réactionnel; par conséquent, il sert de réactifs ou de catalyseurs pour de multiples synthèses organiques.

Lubrifiants

Le stéarate de lithium (produit de la réaction entre une graisse et LiOH) est ajouté à l'huile pour créer un mélange lubrifiant.

Ce lubrifiant au lithium résiste aux températures élevées, ne durcit pas lorsqu'il est refroidi et est inerte à l'oxygène et à l'eau. Par conséquent, il trouve une utilisation dans des applications militaires, aérospatiales, industrielles, automobiles, etc.

Additif céramique et verre

Les verres ou céramiques traités au Li ₂ O acquièrent des viscosités plus faibles à la fusion et une plus grande résistance à la dilatation thermique. Par exemple, les ustensiles de cuisine sont faits de ces matériaux et le verre Pyrex a également ce composé dans sa composition.

Alliages

Parce que c'est un métal si léger, ses alliages le sont aussi; parmi eux, ceux de l'aluminium-lithium. Lorsqu'il est ajouté en tant qu'additif, il leur donne non seulement moins de poids, mais également une plus grande résistance aux températures élevées.

Réfrigérant

Sa chaleur spécifique élevée le rend idéal pour être utilisé comme réfrigérant dans les processus où beaucoup de chaleur est libérée; par exemple, dans les réacteurs nucléaires. En effet, il «coûte» d'élever sa température et empêche donc la chaleur de rayonner facilement vers l'extérieur.

Batteries

Et l'utilisation la plus prometteuse de toutes se trouve sur le marché des batteries lithium-ion. Celles-ci tirent parti de la facilité avec laquelle le lithium est oxydé en Li ⁺ pour utiliser l'électron libéré et activer un circuit externe. Ainsi, les électrodes sont soit en lithium métallique, soit en alliages de celui-ci, où le Li ⁺ peut s'intercaler et voyager à travers le matériau électrolytique.

Comme dernière curiosité, le groupe musical Evanescense, a dédié une chanson intitulée "Lithium" à ce minéral.

Références

1. Shiver et Atkins. (2008). Chimie inorganique. (Quatrième édition). Mc Graw Hill.
2. Laboratoire national Lawrence Livermore. (23 juin 2017). Peering à la structure cristalline du lithium. Récupéré de: phys.org
3. F. Degtyareva. (sf). Structures complexes de lithium dense: origine électronique. Institut de physique du solide Académie russe des sciences, Tchernogolovka, Russie.
4. Advameg, Inc. (2019). Lithium. Récupéré de: chemistryexplained.com
5. Centre national d'information sur la biotechnologie. (2019). Lithium. Base de données PubChem. CID = 3028194. Récupéré de: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
6. Eric Eason. (30 novembre 2010). Approvisionnement mondial en lithium. Récupéré de: large.stanford.edu
7. Wietelmann, U., et Klett, J. (2018). 200 ans de lithium et 100 ans de chimie de l'organolithium. Zeitschrift fur anorganische und allgemeine Chemie, 644 (4), 194–204. doi: 10.1002 / zaac.201700394