Prix ​​du lithium, historique, occurrence, extraction et utilisation

Lithium (dérivé du grec ancien λίθος líthos 'pierre', prononciation [liːti̯ʊm] ou aussi [liːʦi̯ʊm]) est un élément chimique avec le symbole Li et le numéro atomique 3. C'est un élément du 1. Le groupe IUPAC, le groupe des métaux alcalins, appartient à la deuxième période du tableau périodique des éléments. Le lithium est un métal léger et présente la plus faible densité d'éléments solides dans des conditions standard.

Le lithium n’est pas de nature élémentaire en raison de sa haute réactivité. À la température ambiante, il ne reste longtemps stable dans l'air complètement sec, mais réagit lentement au nitrure de lithium. Dans l'air humide, une couche d'hydroxyde de lithium gris terne se forme rapidement à la surface. Comme tous les métaux alcalins, le lithium élémentaire réagit déjà avec l'humidité de la peau, provoquant de graves brûlures. De nombreux composés de lithium qui forment des ions de lithium en solution aqueuse sont caractérisés comme nocifs pour la santé, contrairement aux composés de sodium et de potassium correspondants.

Oligo-élément, le lithium est un constituant commun de l'eau minérale sous la forme de ses sels. Il y a de petites quantités de lithium dans le corps humain; Cependant, l'élément n'est pas essentiel et n'a aucune fonction biologique connue. Cependant, certains sels de lithium ont des propriétés médicinales et sont utilisés en thérapie au lithium pour le traitement des troubles affectifs bipolaires, de la manie, de la dépression et des céphalées en grappes (voir Médecine).

 

Histoire

Le découvreur du lithium est le Suédois Johan August Arfwedson, qui a découvert dans 1817 la présence d’un élément étranger à Petalit et, peu après, dans le spodumène et la lépidolite, lorsqu’il a analysé des découvertes minérales provenant de l’île d’Utö en Suède. Son professeur, Jöns Jakob Berzelius, a suggéré Lithion, dérivé du grec λοθος líthos 'stone', comme nom, qui, d'après les noms des deux autres métaux alcalins connus, sodium et potassium, indique le matériau à partir duquel elle a été obtenue. Enfin, le lithium a prévalu dans sa forme latinisée.

1818 était le chimiste allemand Christian Gottlob Gmelin, qui a noté que les sels de lithium donnaient une coloration de flamme rouge. Les deux scientifiques ont échoué dans les années suivantes en tentant d'isoler cet élément. Cela a été réalisé pour la première fois par William Thomas Brande et Sir Humphry Davy l'année 1818 au moyen d'un procédé électrolytique à l'oxyde de lithium (Li2O). Robert Bunsen et Augustus Matthiessen ont produit 1855 par électrolyse de chlorure de lithium (LiCl) en quantités plus importantes de lithium pur. Au cours de l'année 1917, Wilhelm Schlenk a synthétisé les premiers composés organolithiens à partir de composés organiques du mercure.

Lors de la première production commerciale, 1923 a créé la société métallurgique allemande Hans-Heinrich-Hütte à Langelsheim dans le Harz, où une masse fondue de chlorure de lithium et de potassium (KCl) a été électrolysée.

Jusque peu après la Seconde Guerre mondiale, il n'y avait pratiquement aucune application pour le lithium, hormis l'utilisation comme lubrifiant (huile minérale, épaissie avec du stéarate de lithium) et dans l'industrie du verre (carbonate de lithium ou oxyde de lithium). Cela a changé lorsque le tritium, qui peut être obtenu à partir de lithium, était nécessaire aux États-Unis pour la construction de bombes à hydrogène. Cela a commencé par une large promotion, en particulier à Kings Mountain, en Caroline du Nord. En raison de la courte demi-vie de lithium requise, de grandes quantités de lithium ont été accumulées entre 1953 et 1963, une quantité importante de lithium, qui n’a été mise sur le marché qu’après la fin de la guerre froide. Outre l'extraction minière, l'extraction moins chère de la saumure était désormais importante. De plus grandes quantités de lithium sont maintenant utilisées pour les batteries, pour la polymérisation d'élastomères, dans l'industrie de la construction et pour la synthèse organique de produits pharmaceutiques et agrochimiques. Depuis 1993, les piles primaires et les accumulateurs (piles secondaires) constituent le segment le plus important.

 

Occurrence et dégradation

Le lithium représente environ 0,006% de la croûte terrestre. Il est donc moins commun que le zinc, le cuivre et le tungstène et légèrement plus commun que le cobalt, l'étain et le plomb dans la croûte terrestre. Bien que le lithium soit plus abondant que le plomb, par exemple, il est difficile à obtenir en le distribuant davantage. L'eau de boisson et certains aliments tels que la viande, le poisson, les œufs et les produits laitiers contiennent du lithium. Par exemple, 100 g viande contient environ 100 µg de lithium. Diverses plantes, telles que le tabac ou la renoncule, absorbent les composés du lithium présents dans le sol et les accumulent. La teneur moyenne en matière sèche des plantes est comprise entre 0,5 ppm et 3 ppm. Dans les eaux des océans, la concentration moyenne est de 180 ppb et dans les eaux des rivières, environ 3 ppb.

 

Mines et réserves

En termes de volume, 2015 a été acheté en tonnes 35.000 de lithium en dehors des États-Unis et s’échange principalement en tant que carbonate de lithium (Li2CO3); les réserves dans les mines existantes sont estimées à environ 16 millions de tonnes (à compter de mars 2018). Le gisement mondial de saumure continentale, de saumure géothermique, de minéral hectorite, de saumure de gisement de pétrole et de pegmatite à roches magmatiques est estimé à 53,8 millions de tonnes.

Le lithium est présent dans certains minéraux des pegmatites au lithium. Les minéraux les plus importants sont l’amblygonite, la lépidolite, la pétalite et le spodumène. Ces minéraux ont une teneur en lithium allant jusqu'à 9% (amblygonite). Les autres minerais de lithium, moins courants, sont les ions cryolites (Li3Na3 [AlF6] 2), qui possèdent la plus grande teneur en lithium de tous les minéraux, la triphyline et l'étain forestite. Les minéraux de lithium sont présents dans de nombreuses roches silicatées, mais généralement à de faibles concentrations. Il n'y a pas de gros gisements. L’extraction du lithium de ces minéraux étant très coûteuse, ils jouent désormais un rôle mineur dans la production de lithium ou de composés de lithium, mais cela pourrait changer en raison de la forte demande attendue. Les sites miniers sont principalement les mines Greenbushes et Mt. Cattlin en Australie occidentale, où la concentration de lithium dans leurs roches de pegmatite est élevée et où le lithium est un sous-produit de la récupération du tantale. En outre, dans d'autres pays, tels que le Canada et la Russie, jusqu'à 1998, également à Bassemer City, en Caroline du Nord, le spodumène est extrait pour la production de lithium.

L’Europe possède des champs de pegmatite riches en Li sur le Weinebene de Carinthie dans le district de Wolfsberg, dans la région finlandaise d’Österbotten, dans les Monts Métallifères et entre l’Espagne (Almendra) et le Portugal (district de Guarda, Boticas).

Les gisements situés en Autriche et en Finlande sont développés par Global Strategic Metals et Keliber, respectivement, et pourraient être opérationnels à partir de 2021. L’événement à Zinnwald dans l’Erzgebirge est en cours d’exploration par SolarWorld.

 

Dépôts secondaires

Les sels de lithium, en particulier le chlorure de lithium, sont également courants dans les saumures, principalement les lacs salés. La concentration peut aller jusqu'à 1%. En plus de la concentration en lithium, le rapport magnésium / lithium est important pour la qualité de la saumure. Actuellement, le lithium est principalement utilisé au Chili (Salar de Atacama, qui contient 0,16% avec la teneur en lithium la plus élevée connue), en Argentine (Salar de Hombre Muerto), aux États-Unis d'Amérique (Silver Peak, Nevada) et en République populaire de Chine (Chabyêr Caka , Tibet, lac Taijinaier, Qinghai). Salar de Uyuni, le lac salé de la Bolivie, avec une estimation de 5,4 millions de tonnes de lithium, pourrait être la source des plus grandes ressources. La société d'État Yacimientos de Litio Bolivianos a beaucoup investi dans son industrialisation, notamment les voisines Salar de Coipasa et Laguna Pastos Grandes, avec des partenaires chinois et allemands depuis 2018. Il existe d'autres lacs salés contenant du lithium qui ne sont pas encore utilisés pour l'exploitation minière industrielle à April 2019, tels que la Chine, l'Argentine et l'Afghanistan. 2016 est devenu connu aux États-Unis sous le nom de 1700 mg / L Li, où des forages d'exploration pétrolière étaient déjà effectués dans les 1960.

Le carbonate de potassium (potasse), le borax, le césium et le rubidium sont souvent obtenus en tant que co-produits dans la production de lithium.

En raison de la forte demande prévue de lithium pour les batteries de véhicules électriques, certaines sociétés explorent actuellement l'exploitation de minéraux de lithium et de saumure dans diverses régions du monde, y compris en Europe. La production de lithium à partir d'eau de mer est également étudiée. Dans les océans, environ 230, des milliards de tonnes de lithium sont dissoutes. Les chercheurs de 2018 ont présenté une méthode d’extraction dans laquelle le lithium peut être obtenu à partir d’eau de mer par électrolyse à énergie solaire. Comme avantage par rapport à la récupération conventionnelle, ils ont mentionné que le processus produit directement du lithium métallique et peut donc se passer du traitement (complexe et à forte intensité énergétique) requis par l’exploitation traditionnelle du minerai de lithium.

 

Occurrence hors de la terre

Après le big bang, outre les isotopes de l'hydrogène et de l'hélium, une quantité considérable de l'isotope 7Li s'est également formée. Cependant, pour la plupart, il n’est plus présent aujourd’hui parce que les étoiles au lithium ont été fondues avec de l’hydrogène lors de la réaction proton-proton II et ont donc été consommées. Chez les naines brunes, cependant, la masse et la température ne sont pas assez élevées pour la fusion de l'hydrogène; leur masse n'atteint pas la taille nécessaire d'environ 75 Jupiter. Le lithium produit lors du Big Bang ne restait donc en plus grande quantité que chez les naines brunes. Pour cette raison, le lithium est également un élément relativement rare sous forme extraterrestre, mais il peut être utilisé pour détecter des naines brunes.

La distribution du lithium dans les différentes étoiles varie considérablement, bien que l'âge, la masse et la métallicité soient similaires. On pense que les planètes ont une influence sur la teneur en lithium d'une étoile. Si une étoile n'a pas de planète, la teneur en lithium est élevée, tandis que les étoiles comme le soleil, entourées de planètes, ont une faible teneur en lithium, également appelée trempette de lithium. On pense que la cause en est que les forces de marée des planètes contribuent à un plus grand brassage des couches externe et interne des étoiles, de sorte que davantage de lithium pénètre dans une zone suffisamment chaude pour la fondre.

 

Procédé de production

Le lithium est principalement obtenu à partir d’eaux salées (eaux souterraines, lacs salés) par évaporation. L'extraction des roches dans les mines à ciel ouvert est rare.

De l'eau salée

Pour l'extraction du lithium, les eaux souterraines salines sont pompées vers la surface et passent dans une chaîne d'étangs d'évaporation, où l'évaporation a lieu au soleil pendant plusieurs mois. Une fois que le chlorure de lithium dans les bassins a atteint la concentration requise, la solution est pompée vers une installation de traitement où du bore ou du magnésium indésirable est extrait et filtré. Ensuite, elle est traitée avec du carbonate de sodium. Le carbonate de lithium précipité est filtré et séché. L'excédent de saumure est pompé dans le lac salé. Dans les zones arides telles que le Chili, l'utilisation des eaux souterraines favorise l'assèchement du paysage.

Représentation

Des solutions salines contenant du lithium sont précipitées par évaporation d'eau et addition de carbonate de sodium (carbonate de sodium). À cette fin, la saumure est d'abord concentrée dans l'air jusqu'à ce que la teneur en lithium dépasse 0,5%. Le carbonate de lithium peu soluble en précipite par addition de carbonate de sodium:

Pour obtenir du lithium métallique, le carbonate de lithium est d'abord mis à réagir avec de l'acide chlorhydrique. Cela produit du dioxyde de carbone, qui s'échappe sous forme de gaz, et du chlorure de lithium dissous. Cette solution est concentrée dans un évaporateur sous vide jusqu'à ce que le chlorure se cristallise:

Les appareils et équipements d'extraction au chlorure de lithium doivent être fabriqués en aciers spéciaux ou en alliages de nickel, car la saumure a un effet très corrosif. Le lithium métallique est produit par électrolyse au sel fondu d'un mélange eutectique fondu 450-500 ° C de 52 en masse, chlorure de lithium et 48,% en masse de chlorure de potassium:

Le potassium ne se dépose pas dans l'électrolyse, car il a un potentiel d'électrode plus faible dans la masse fondue de chlorure. Des traces de sodium se déposent cependant et rendent le lithium particulièrement réactif (bénéfique en chimie organique, mauvais pour les batteries au lithium). Le lithium liquide s'accumule à la surface de l'électrolyte et peut être relativement facilement évacué de la cellule d'électrolyse. Il est également possible de récupérer le lithium par électrolyse du chlorure de lithium dans la pyridine. Cette méthode est particulièrement adaptée à une échelle de laboratoire.

Propriétés physiques

Structure cristalline du lithium, a = 351 pm Le lithium est un métal léger, blanc argenté. C'est le plus léger de tous les éléments solides à la température ambiante (densité 0,534 g / cm3). Seul l'hydrogène solide à -260 ° C est encore plus léger avec une densité de 0,0763 g / cm3.

Le lithium, comme les autres métaux alcalins, cristallise dans un empilement sphérique centré sur le corps cubique dans le groupe d'espace Im3m (numéro de groupe d'espace 229) avec le paramètre de réseau a = 351 pm et deux unités de formule par cellule. À des températures basses de 78 K, la structure cristalline se transforme spontanément en une structure hexagonale de type magnésium avec les paramètres de réseau a = 311 pm et c = 509 pm ou après déformation en une structure cubique de type cuivre (face cubique centrée) avec le paramètre de réseau a = 438 pm um. Les causes exactes de la structure formée sont inconnues.

Le lithium a les points de fusion et d'ébullition les plus élevés et la plus grande capacité calorifique spécifique parmi les métaux alcalins. Bien que le lithium ait la plus grande dureté parmi tous les métaux alcalins, il peut toujours être coupé avec un couteau à une dureté de Mohs de 0,6. En tant que métal typique, il est un bon conducteur de courant (conductivité: environ 18% de cuivre) et de chaleur.

Le lithium est en grande partie similaire au magnésium, ce qui se traduit également par l’apparition de cristaux hétérotypiques de lithium et de magnésium, ce que l’on appelle l’isodimorphisme. Bien que le magnésium cristallise dans la densité hexagonale, alors que le lithium cristallise dans le tassement sphérique centré sur le corps, les deux métaux sont en grande partie hétéro-miscibles. Cependant, cela ne se produit que dans une plage de concentration limitée, le composant en excès de l'autre "poussant" son réseau cristallin.

L'ion lithium présente l'enthalpie d'hydratation la plus élevée de tous les ions de métaux alcalins avec -520 kJ / mol. En conséquence, il est complètement hydraté dans l'eau et attire fortement les molécules d'eau. L'ion lithium forme deux couches d'hydratation, une interne avec quatre molécules d'eau fortement liées à l'ion lithium par l'intermédiaire de ses atomes d'oxygène, et une enveloppe externe dans laquelle d'autres molécules d'hydrogène sont connectées à l'ion Li [H2O] 4 + par liaison hydrogène. En conséquence, le rayon ionique de l'ion hydraté est très grand, même supérieur à celui des métaux alcalins lourds, rubidium et césium, qui, en solution aqueuse, ne possèdent pas de coquilles d'hydratation aussi fortement liées.

Formule de Lewis de dilithium

En tant que gaz, le lithium est présent non seulement dans des atomes simples, mais aussi au niveau moléculaire sous forme de dilithium Li2. Le lithium monovalent réalise ainsi une orbitale s-atomique complète et donc une situation énergétique favorable. Le dilithium a une longueur de liaison de 267,3 pm et une énergie de liaison de 101 kJ / mol. À l'état gazeux, environ 13% du lithium (% en masse) du lithium est présent sous forme de dilithium.

Propriétés chimiques

Comme tous les métaux alcalins, le lithium est très réactif et réagit facilement avec de nombreux éléments et composés (tels que l’eau) en dégageant de la chaleur. Parmi les métaux alcalins, cependant, c'est le moins réactif. Une particularité qui distingue le lithium des autres métaux alcalins est sa réaction avec l'azote moléculaire en nitrure de lithium, qui se produit lentement à la température ambiante:

Ceci est rendu possible par la densité de charge élevée de l'ion Li + et donc par une énergie de réseau élevée du nitrure de lithium. Avec -3,04 V, le lithium a le potentiel normal le plus bas du tableau périodique et est donc le moins noble de tous les éléments.

Comme tous les métaux alcalins, le lithium est stocké dans du pétrole ou de l'huile de paraffine, sinon il réagit avec l'oxygène et l'azote de l'air.

Étant donné que les rayons ioniques des ions Li + et Mg2 + sont comparativement importants, il existe également des similitudes dans les propriétés des composés de lithium ou de lithium et des composés de magnésium ou de magnésium. Cette similitude dans les propriétés de deux éléments de groupes adjacents du tableau périodique est appelée relation oblique dans le tableau périodique. Ainsi, contrairement au sodium, le lithium forme de nombreux composés organométalliques (composés d'organolithium), tels que le butyllithium ou le méthyllithium. Des relations similaires existent également entre le béryllium et l'aluminium ainsi qu'entre le bore et le silicium.

isotope

Dans la nature, les deux isotopes stables 6Li (7,6%) et 7Li (92,4%) se produisent. De plus, il est connu que des isotopes instables, commençant par 4Li via 8Li à 12Li, ne peuvent être fabriqués que de manière artificielle. Leurs demi-vies sont toutes dans la milliseconde.

6Li joue un rôle important dans la technologie de la fusion nucléaire. Il est utilisé dans le réacteur de fusion nucléaire ainsi que dans la bombe à hydrogène en tant que matière première pour la production de tritium, nécessaire à la fusion fournissant de l'énergie avec du deutérium. Le tritium se forme dans la couverture du réacteur de fusion ou dans la bombe à hydrogène à côté de l'hélium par bombardement de 6Li avec des neutrons générés lors de la fusion, après la réaction nucléaire

La même réaction possible

est moins approprié (voir Couverture). La séparation peut être effectuée, par exemple, via un échange isotopique d'amalgame de lithium et d'un composé de lithium dissous (tel que le chlorure de lithium dans l'éthanol). Des rendements d'environ 50% sont atteints.

Si 6Li est présent dans une bombe à trois étages à côté de 7Li (comme ce fut le cas avec Castle Bravo, par exemple), il réagira avec certains des neutrons rapides générés lors de la fusion. Cela crée à nouveau des neutrons, de l'hélium et du tritium supplémentaire. En conséquence, bien que la réaction neutronique 7Li consomme initialement de l’énergie, il en résulte un dégagement accru d’énergie provenant de nouvelles fusions et un plus grand bombardement par fission nucléaire de l’uranium. La force explosive est donc plus élevée que si seule la partie 6Li du mélange isotopique avait été convertie dans la bombe. Comme il était supposé, avant le test de Castle Bravo, que 7Li ne réagirait pas avec les neutrons, la bombe avait à peu près la même force que prévu.

L'isotope de lithium 7Li est produit en petites quantités dans les centrales nucléaires par une réaction nucléaire du Borisotops 10B (utilisé comme absorbeur de neutrons) avec des neutrons.

Les isotopes 6Li, 7Li sont tous deux utilisés dans des expériences avec des gaz quantiques froids. Ainsi, le premier condensat de Bose-Einstein a été produit avec l'isotope (boson) 7Li. 6Li, en revanche, est un fermion et 2003 a réussi à transformer les molécules de cet isotope en un superfluide.

Utiliser

• Batterie au lithium
• Batterie au lithium-ion
• Batterie au lithium et batterie lithium-ion.

L’application la plus importante et la plus rapide du lithium aujourd’hui est son utilisation dans les batteries lithium-ion (souvent appelées piles rechargeables), les z. Comme dans les smartphones, les ordinateurs portables, les outils sans fil ou les véhicules à moteur électrique, tels que les voitures hybrides, les voitures électriques ou les vélos électriques, sont utilisés (voir le diagramme à droite). La majorité des sels de lithium produits ne sont pas réduits en métal, mais utilisés directement sous forme de carbonate de lithium, d'hydroxyde de lithium, de chlorure de lithium, de bromure de lithium ou convertis en d'autres composés. Le métal n'est nécessaire que dans certaines applications. Les principales utilisations des composés de lithium peuvent être trouvées dans la section "Composés".

Métal

Une partie du lithium métallique produit est utilisée pour récupérer des composés de lithium qui ne peuvent pas être fabriqués directement à partir de carbonate de lithium. Ce sont principalement des composés organiques du lithium tels que le butyllithium, des composés lithium-hydrogène tels que l'hydrure de lithium (LiH) ou l'hydrure de lithium aluminium, et l'amidure de lithium.

Le lithium est utilisé pour le retirer des gaz en raison de sa capacité à réagir directement avec l'azote.

Le lithium métallique est un agent réducteur très puissant; Il réduit de nombreuses substances qui ne réagissent pas avec d'autres agents réducteurs. Il est utilisé dans l'hydrogénation partielle des aromatiques (réduction du bouleau). En métallurgie, il est utilisé pour la désulfuration, la désoxydation et la décarburation des métaux en fusion.

Comme le lithium a un potentiel normal très bas, il peut être utilisé dans les piles comme anode. Ces batteries au lithium ont une densité d'énergie élevée et peuvent générer une tension particulièrement élevée. Il ne faut pas confondre les piles au lithium non rechargeables avec les piles rechargeables au lithium-ion, dans lesquelles des oxydes de lithium métallique tels que l'oxyde de lithium et de cobalt en tant que cathode et du graphite ou d'autres composés stockant des ions lithium sont connectés en tant qu'anode.

 

composante alliage

Le lithium est allié à certains métaux pour améliorer leurs propriétés. Souvent, même de petites quantités de lithium suffisent. En tant que mélange, il améliore la résistance à la traction, la dureté et l'élasticité de nombreux tissus. Un exemple d'alliage de lithium est la tôle, un alliage de plomb contenant environ 0,04% de lithium, utilisé comme matériau de support dans les chemins de fer. Même avec les alliages magnésium-lithium et les alliages aluminium-lithium, les propriétés mécaniques sont améliorées par l'addition de lithium. Dans le même temps, les alliages de lithium sont très légers et sont donc très utilisés en génie aérospatial.

Recherche (physique atomique)

Le lithium est souvent utilisé en physique atomique, car il s'agit du seul métal alcalin doté d'un isotope fermionique stable, ce qui le rend particulièrement adapté à la recherche d'effets dans les gaz quantiques ultracourbes fermioniques (voir la théorie BCS). En même temps, il a une très large résonance de Feshbach, ce qui permet d’ajuster à volonté la longueur de diffusion entre les atomes, les champs magnétiques dus à la largeur de la résonance n’ayant pas besoin d’être maintenus très précis.

Médecine

Déjà, 1850 a été utilisé pour la première fois en médecine occidentale comme remède contre la goutte. Cependant, il s'est avéré inefficace. D'autres approches de l'utilisation médicale des sels de lithium, notamment comme remède contre les maladies infectieuses, ont été infructueuses.

Seul 1949 a décrit le psychiatre australien John Cade (1912-1980), une application possible des sels de lithium. Il avait injecté divers composés chimiques, dont des sels de lithium, à des cobayes, les obligeant à moins réagir aux stimuli externes, devenant plus calmes sans somnoler. Rétrospectivement, il a été constaté que l’effet observé chez les animaux de laboratoire était dû à une intoxication. À la suite d'une auto-expérience de Cade, 1952-1954 a étudié l'utilisation du carbonate de lithium comme médicament pour traiter les patients maniaco-dépressifs dans le cadre d'une étude à double insu menée à l'hôpital psychiatrique de Risskov, au Danemark. Ceci a jeté les bases de la thérapie au lithium.

Dans ce lithium est utilisé sous forme de sels, tels que le carbonate de lithium, contre les troubles d'affect bipolaires, la manie, la dépression et la céphalée en grappe. La petite plage thérapeutique, comprise entre 0,6 mmol / l et 1,1 mmol / l, doit être prise en compte. Déjà, lorsque le taux sanguin de lithium se déplace à la limite supérieure de la largeur thérapeutique, des effets secondaires réversibles et gérables peuvent survenir chez les personnes sensibles. Toutefois, si le taux sanguin de lithium est bien supérieur à la plage thérapeutique, c'est-à-dire supérieure à 1,1 mmol / l, le risque d'effets indésirables significatifs à graves tels que tremblements, rigidité, nausée, vomissements, arythmie cardiaque et leucocytose augmente rapidement. Au-dessus de 3,0 mmol / l, la vie est en danger. La raison en est que le métabolisme du lithium et du sodium est similaire. Des taux excessifs de lithium peuvent être causés par la transpiration ou des médicaments drainant le sodium (diurétiques natriurétiques) avec une diminution du taux de sodium. Le corps essaie de compenser la perte de sodium en éliminant le sodium de l'urine primaire dans les reins et en le transportant dans le sang (rétention de sodium). Outre le sodium, il contient également du lithium, normalement éliminé par les reins. Le résultat est un niveau élevé de lithium, qui, lorsqu'il est pris avec du lithium, entraîne une surveillance du médicament qui détermine régulièrement le niveau de lithium et ajuste la dose en conséquence. Même avec le dosage correct, un traitement prolongé au lithium peut entraîner des pertes en eau et en sodium (diabète insipide), une hyperacidité du sang (acidose) et une néphropathie au lithium avec altération de la fonction rénale.

Une étude publiée aux États-Unis par 1990 décrit une réduction significative du nombre d'infractions et de suicides dans les régions où les concentrations de lithium dans l'eau de boisson sont élevées.

Le mode d'action du lithium en tant que substance psychotrope n'a pas encore été suffisamment étudié. L'influence du métabolisme de l'inositol en inhibant la myo-inositol 1 phosphatase (classe d'enzymes 3.1.3.25) et l'inhibition de la glycogène synthase kinase 3 (GSK-3) dans les cellules nerveuses sont actuellement discutées en tant que mécanismes possibles. L'effet antidépresseur du lithium est probablement également dû à une augmentation de la neurotransmission sérotoninergique, c'est-à-dire à une augmentation de la sécrétion de sérotonine dans les synapses, tandis que l'effet antimanique s'explique par une inhibition des récepteurs dopaminergiques. Un autre effet intéressant des sels de lithium sur les humains et les mammifères tels que les rats est le changement associé du rythme circadien. Cet effet pourrait même être détecté dans des plantes telles que Kalanchoe. D'autres substances sérotoninergiques telles que le LSD, la mescaline et la psilocybine présentent également de tels effets chez l'homme. Le lithium a été utilisé dans des expériences sur des animaux avec Drosophila melanogaster pour lutter contre les symptômes de la maladie d'Alzheimer, tels que l'oubli.

Michael Ristow, chercheur dans le domaine de l'âge, a montré à 2011 une relation possible entre le contenu de lithium dans l'environnement et l'espérance de vie d'une personne: dans une étude de population japonaise, il existait une relation statistiquement significative entre un contenu plus élevé en oligo-élément et une espérance de vie plus longue; De plus, des concentrations élevées de lithium ont prolongé l'espérance de vie de l'organisme modèle Caenorhabditis elegans.

preuve

Les composés de lithium présentent une coloration de flamme pourpre, les raies spectrales caractéristiques étant les raies principales de 670,776 et 670,791 nm; les plus petites lignes sont à 610,3 nm De plus, le lithium peut être détecté au moyen de la photométrie à la flamme.

La détection quantitative par voie chimique humide est difficile car la plupart des sels de lithium sont facilement solubles. Une possibilité est la précipitation du phosphate de lithium peu soluble. À cette fin, l’échantillon à examiner est par exemple alcalinisé avec une solution d’hydroxyde de sodium et mélangé avec de l’hydrogénophosphate disodique Na2HPO4. Lors du chauffage, un précipité blanc précipite en présence de Li +:

Une autre possibilité est l'utilisation du réactif au periodate de fer.

Déclarations

Le lithium élémentaire sous forme de poussière métallique s'enflamme dans l'air, même à une température normale.pour cette raison, le lithium métallique doit également être stocké à l'abri de l'air, généralement du pétrole. À des températures plus élevées, à partir de 190 ° C, au contact de l’air, se forme immédiatement de l’oxyde de lithium. Dans l'oxygène pur, le lithium s'enflamme à partir d'environ 100 ° C. Dans une atmosphère d'azote pur, le lithium réagit plus rapidement au nitrure de lithium qu'à des températures plus élevées. Le lithium peut réagir de manière explosive au contact de substances contenant de l'oxygène ou des halogènes.

Étant donné que le lithium réagit fortement exothermique avec des agents d'extinction courants tels que l'eau, le dioxyde de carbone, l'azote ou le tétrachlorure de carbone désormais interdit, des feux avec des gaz inertes tels. Argon ou autres agents de lutte contre les incendies de métaux tels que le sel (par exemple NaCl).

Le lithium élémentaire, comme tous les métaux alcalins, provoque des brûlures de la peau ou des brûlures alcalines, car il forme de l’hydroxyde de lithium avec de l’eau avec un fort dégagement de chaleur; juste assez pour l'humidité de la peau.

Liens

Le lithium est très réactif et forme des composés avec la plupart des non-métaux dans lesquels il existe toujours à l'état d'oxydation + I. Celles-ci ont généralement une structure ionique, mais contrairement aux composés d’autres métaux alcalins, ils ont une forte proportion de covalence. Cela se traduit, entre autres, par le fait que de nombreux sels de lithium - contrairement aux sels de sodium ou de potassium correspondants - sont facilement solubles dans les solvants organiques tels que l'acétone ou l'éthanol. Il existe également des composés de lithium organiques covalents. De nombreux composés de lithium ont des propriétés similaires en raison des rayons ioniques similaires des composés de magnésium correspondants (relation oblique dans le tableau périodique des éléments).

Réactions importantes du lithium

composés à hydrogène

L'hydrogène forme des hydrures avec le lithium. Le composé lithium-hydrogène le plus simple, l'hydrure de lithium LiH, est formé des éléments à 600-700 ° C. Il est utilisé comme carburant pour fusée et pour la récupération rapide de l'hydrogène, par exemple pour gonfler des gilets de sauvetage. Il existe également des hydrures plus complexes tels que le borohydrure de lithium LiBH4 ou l'hydrure de lithium aluminium LiAlH4. Ce dernier est d'une grande importance en chimie organique en tant que donneur sélectif d'hydrogène, par exemple pour la réduction de composés carbonyle et nitro.

Le deutéride de lithium (LiD) et le tritide de lithium (LiT) jouent un rôle important dans la recherche sur la fusion nucléaire. Étant donné que le deutéride de lithium pur réduit l’énergie de la bombe à hydrogène, un mélange de LiD et de LiT est utilisé. Ces substances solides sont plus faciles à manipuler que le tritium, car son taux d'épanchement est élevé.

 

composés oxygénés

Avec l'oxygène, le lithium forme à la fois l'oxyde de lithium Li2O et le peroxyde de lithium Li2O2.

Lorsque le lithium réagit avec l’eau, l’hydroxyde de lithium forme une base forte. L'hydroxyde de lithium est utilisé pour fabriquer les graisses de lithium, qui sont utilisées comme graisse pour les voitures. Comme l'hydroxyde de lithium se lie également au dioxyde de carbone, il sert à régénérer l'air dans les sous-marins.

 

Autres composés de lithium

• le chlorure de lithium
• le carbonate de lithium
• Le lithium forme des sels de la forme LiX avec les halogénures. Il s’agit du fluorure de lithium, du chlorure de lithium, du bromure de lithium et de l’iodure de lithium.
• Étant donné que le chlorure de lithium est très hygroscopique, il est également utilisé comme dessicant, sauf comme matériau de départ pour la production de lithium. Il est utilisé pour sécher les gaz, tels que le gaz naturel, avant d'être canalisés ou dans les climatiseurs afin de réduire l'humidité (à 2% d'humidité relative). Le chlorure de lithium sert également à réduire les températures de fusion dans les bains de soudure et de brasage et comme gaine d'électrode de soudage pour le soudage de l'aluminium. Le fluorure de lithium est utilisé comme monocristal en spectroscopie infrarouge.
• Le composé de lithium le plus important sur le plan technique est le carbonate de lithium peu soluble. Il est utilisé pour récupérer la plupart des autres composés du lithium et sert de fondant dans l'industrie du verre et dans la production d'émail. Également dans la production d'aluminium, il est ajouté pour améliorer la conductivité et la viscosité de la masse fondue.
• Les savons au lithium sont des sels de lithium d'acides gras. Ils sont principalement utilisés comme épaississants dans les graisses et les cires lubrifiantes à base d’huile minérale de haute qualité, ainsi que pour la fabrication de crayons.

Les autres sels de lithium sont:

• Perchlorate de lithium LiClO4,
• Sulfate de lithium Li2SO4,
• LiNO3, le nitrate de lithium, est utilisé avec le nitrate de potassium dans l'industrie du caoutchouc pour la vulcanisation,
• Nitrure de lithium Li3N, formé lors de la réaction du lithium avec de l'azote,
• Le niobate de lithium LiNbO3, est transparent dans une large gamme de longueurs d’ondes et est utilisé dans l’optique et les lasers,
• Le lithium amide LiNH2 est une base forte qui se forme lors de la réaction du lithium avec de l'ammoniac liquide.
• Le stéarate de lithium C18H35LiO2 est un additif important pour les huiles afin de les utiliser comme graisses lubrifiantes. Ceux-ci sont utilisés dans les automobiles, les laminoirs et les machines agricoles. Les stéarates de lithium sont très peu solubles dans l'eau, de sorte que le film lubrifiant est retenu lorsqu'ils entrent en contact avec peu d'eau. Les graisses lubrifiantes obtenues ont une excellente stabilité en température (> 150 ° C) et restent lubrifiantes jusqu'à -20 ° C.
• Acétate de lithium C2H3LiO2
• Citrate de lithium C6H5Li3OXNX
• L'hexafluorophosphate de lithium LiPF6 est utilisé comme sel conducteur dans les batteries lithium-ion.
• Le phosphate de lithium Li3PO4 est utilisé comme catalyseur pour l’isomérisation de l’oxyde de propylène.
• Métaborate de lithium LiBO2 et tétraborate de lithium Li2B4O7
• Le bromure de lithium LiBr est un réactif pour la production de produits pharmaceutiques, mais il est également utilisé dans les systèmes de réfrigération à absorption.

 

Composés organiques du lithium

Contrairement à la plupart des autres organyles de métaux alcalins, les organyles de lithium jouent un rôle important, notamment en chimie organique. Le n-butyllithium, le tert-butyllithium, le méthyllithium et le phényllithium sont également disponibles dans le commerce sous la forme de leurs solutions dans le pentane, l'hexane, le cyclohexane ou éventuellement le diéthyléther. Il peut être préparé par réaction directe de lithium métallique avec des halogénures d’alkyle / aryle conformément à

ou par transmétallation, par exemple à partir d'organyle du mercure selon

produire.

Avec du lithium élémentaire dans le tétrahydrofurane (THF) au lieu du magnésium dans de l'éther diéthylique, des réactions d'addition analogues à celles de Grignard d'halogénures d'alkyle à des composés carbonyle peuvent être réalisées avec des rendements généralement meilleurs.

En raison de la nature covalente évidente de la structure des organyles de lithium, il est rarement décrit par une simple liaison Li-C. Il existe généralement des structures complexes, constituées d'unités dimériques, tétramères ou hexamériques, ou de structures polymères. Les organyles de lithium sont des composés hautement réactifs qui s'enflamment spontanément dans l'air. Ils réagissent de manière explosive avec de l'eau. Du fait de leur extrême basicité, ils réagissent également avec des solvants dont l'hydrogène lié est peu acide, tels que le THF, ce qui restreint considérablement le choix des solvants appropriés. Les réactions avec eux ne sont possibles que sous gaz protecteur et dans des solvants secs. Par conséquent, une certaine expérience est requise pour les traiter et une grande prudence est requise.

Un autre groupe de dérivés organiques du lithium sont les amides de lithium du type LiNR2, dont le diisopropylamidure de lithium (LDA) et le bis (triméthylsilyl) amidure de lithium (LiHMDS, voir aussi HMDS) sont utilisés comme bases fortes sans activité nucléophile.

Les organyles de lithium sont largement utilisés, tels que les initiateurs de la polymérisation anionique d'oléfines, en tant qu'agents de métallation, de déprotonation ou d'alkylation.

Les taux de coupes de Gilman de type R2CuLi sont d’une certaine importance.

 

Prix ​​du lithium

Prix ​​du lithium -> prix des métaux stratégiques