Литий щелочной металл или нет
Обновлено: 17.05.2024
Щелочными металлами называются химические элементы-металлы \(IA\) группы Периодической системы Д. И. Менделеева: литий \(Li\), натрий \(Na\), калий \(K\), рубидий \(Rb\), цезий \(Cs\) и франций \(Fr\).
Электронное строение атомов. На внешнем энергетическом уровне атомы щелочных металлов имеют один электрон ns 1 . Поэтому для всех металлов группы \(IA\) характерна степень окисления \(+1\).
- увеличение радиуса атомов;
- усиление восстановительных, металлических свойств.
Нахождение в природе. Из щелочных металлов наиболее широко распространены в природе натрий и калий. Но из-за высокой химической активности они встречаются только в виде соединений.
- каменная соль (хлорид натрия \(NaCl\)),
- глауберова соль, или мирабилит — декагидрат сульфата натрия Na 2 SO 4 \(·\) 10 H 2 O ,
- сильвин — хлорид калия \(KCl\),
- сильвинит — двойной хлорид калия-натрия \(KCl\) \(·\)\(NaCl\) и др.
Соединения лития, рубидия и цезия в природе встречаются значительно реже, поэтому их относят к числу редких и рассеянных.
Физические свойства простых веществ. В твёрдом агрегатном состоянии атомы связаны металлической связью. Наличие металлической связи обусловливает общие физические свойства простых веществ-металлов: металлический блеск, ковкость, пластичность, высокую тепло- и электропроводность.
В свободном виде простые вещества, образованные элементами \(IA\) группы — это легкоплавкие металлы серебристо-белого (литий, натрий, калий, рубидий) или золотисто-жёлтого (цезий) цвета, обладающие высокой мягкостью и пластичностью.
Наиболее твёрдым является литий, остальные щелочные металлы легко режутся ножом и могут быть раскатаны в фольгу.
Только у натрия плотность немного больше единицы ρ = 1,01 г / см 3 , у всех остальных металлов плотность меньше единицы.
Химические свойства. Щелочные металлы обладают высокой химической активностью, реагируя с кислородом и другими неметаллами.
Поэтому хранят щелочные металлы под слоем керосина или в запаянных ампулах. Они являются сильными восстановителями.
Взаимодействие натрия с водой протекает с выделением большого количества теплоты (т. е. реакция является экзотермической). Кусочек натрия, попав в воду, начинает быстро двигаться по её поверхности. Под действием выделяющейся теплоты он расплавляется, превращаясь в каплю, которая, взаимодействуя с водой, быстро уменьшается в размерах. Если задержать её, прижав стеклянной палочкой к стенке сосуда, капля воспламенится и сгорит ярко-жёлтым пламенем.
Получение. Металлический натрий в промышленности получают главным образом электролизом расплава хлорида натрия с инертными (графитовыми) электродами.
Физические свойства
Литий — это щелочной металл, серебристо-белого цвета. Самый легкий из металлов, мягкий, низкая температура плавления.
Способ получения
Литий получают в промышленности электролизом расплава хлорида лития в смеси с KCl или BaCl2 (эти соли служат для понижения температуры плавления смеси):
2LiCl = 2Li + Cl2
Качественная реакция
Качественная реакция на литий — окрашивание пламени солями лития в карминно-красный цвет .
Химические свойства
Литий — активный металл; на воздухе реагирует с кислородом и азотом, и покрывается оксидно-нитридной пленкой. Воспламеняется при умеренном нагревании; окрашивает пламя газовой горелки в темно-красный цвет.
1. Литий — сильный восстановитель . Поэтому он реагирует почти со всеми неметаллами .
1.1. Литий легко реагирует с галогенами с образованием галогенидов:
2Li + I2 = 2LiI
1.2. Литий реагирует с серой с образованием сульфида лития:
2Li + S = Li2S
1.3. Литий активно реагирует с фосфором и водородом . При этом образуются бинарные соединения — фосфид лития и гидрид лития:
3Li + P = Li3P
2Li + H2 = 2LiH
1.4. С азотом литий реагирует при комнатной температуре с образованием нитрида:
1.5. Литий реагирует с углеродом с образованием карбида:
1.6. При взаимодействии с кислородом литий образует оксид.
2. Литий активно взаимодействует со сложными веществами:
2.1. Литий бурно реагирует с водой . Взаимодействие лития с водой приводит к образованию щелочи и водорода. Литий реагирует бурно, но без взрыва.
2Li 0 + H2 + O = 2 Li + OH + H2 0
Видеоопыт: взаимодействие щелочных металлов с водой можно посмотреть здесь.
2.2. Литий взаимодействует с минеральными кислотами (с соляной, фосфорной и разбавленной серной кислотой) со взрывом. При этом образуются соль и водород.
Например , литий бурно реагирует с соляной кислотой :
2Li + 2HCl = 2LiCl + H2↑
2.3. При взаимодействии лития с концентрированной серной кислотой выделяется сероводород.
Например , при взаимодействии лития с концентрированной серной кислотой образуется сульфат лития, диоксид серы и вода:
2.4. Литий реагирует с азотной кислотой:
3Li + 4HNO3(разб.) = 3LiNO3 + NO↑ +2H2O
2.5. Литий может реагировать даже с веществами, которые проявляют очень слабые кислотные свойства . Например, с аммиаком, ацетиленом (и прочими терминальными алкинами), спиртами , фенолом и органическими кислотами .
Например , при взаимодействии лития с аммиаком образуются амиды и водород:
2.6. В расплаве литий может взаимодействовать с некоторыми солями . Обратите внимание! В растворе литий будет взаимодействовать с водой, а не с солями других металлов.
Например , литий взаимодействует в расплаве с хлоридом алюминия :
ЛИТИЙ — в космосе, на земле, под водой
«По значимости в современной технике литий является одним из важнейших редких элементов».
Краткая химическая энциклопедия.
Из четырех процентов
История открытия лития началась с …математики. Химик Арфведсон анализировал минерал с рудника Уто. Ученый определил, что это обычный алюмосиликат, и содержание в нем алюминия, кремния и кислорода составляет 96%. Настырный химик задумался — что с оставшимися 4%. Отделив основные составляющие и растворив остаток, он получил раствор со щелочными свойствами. Логично было предположить, что открыт новый элемент.
Описанием минерала, из которого извлекли новый элемент, служат слова: «обычный булыжник». Потому и назвали новый металл литием (litos по латыни камень).
Свойства лития
Литий — щелочной металл, имеет атомный № 3 в таблице Менделеева.
Характеристики:
- относится к пластичным и мягким металлам (легко режется ножом);
- его легко отличить от других металлов — он самый легкий на Земле, не тонет даже в керосине (плотность почти в 2 раза меньше плотности воды);
- структура кристаллической решетки объемноцентрированная, кубическая;
- в ряду щелочных металлов у лития самые высокие температуры плавления и кипения.
Химические свойства:
- В условиях повышенной влажности реагирует с газами воздуха. Образуются соединения с литием — нитриды, карбонаты, гидроксиды.
- Постоянная валентность лития 1+.
- С водой реагирует по формуле 2Li + 2H₂O → 2LiOH + H₂↑.
- Охотно реагирует с галогенами (кроме йода), образует галогениды.
- При температуре от 100 до 300 градусов образует на поверхности оксидную пленку.
Интересно: летящим через океан давали спас-жилет. В нем были порошок от акул, а в подкладку зашивали таблетки гидрида лития (LiH). При попадании в воду таблетки выделяли водород, он наполнял спасательный жилет и не давал утонуть пассажиру.
Месторождения
В природе литий содержится в солевых растворах (подземных водах). Твердые источники часто расположены в пегматитовых рудах. Минералы: сподумен, лепидолит, эльбаит, ядарит.
В России 16 месторождений, но добыча не производится.
Печально: в нашей стране спрос на литий-ионные аккумуляторы покрывается китайским импортом. А могли бы сами производить…
Добыча
В добыче литиевого рассола есть пара проблем — география и надежность.
Рассол выкачивают в «бассейны» — специальные пруды, где естественным выпариванием концентрируется содержание элемента. Нужна постоянно высокая температура (география) и время — процесс занимает до года. Дальше концентрированная рапа (1-2% Li) отправляют на обработку на химзавод.
Твердые источники разрабатываются традиционными методами бурения и переработки.
В мире четыре производителя контролируют 85% добычи (основные — Аргентина и Чили).
К сведению: крупнейшее месторождение лития в Боливии; это солончак Уюни. Там находится 70% мирового промышленного запаса металла.
Производство
Способы получения лития зависит от исходного материала.
Солевые растворы (рапа) выпаривают, затем осаждают литиевое соединение.
Твердые минералы вначале обогащают (с помощью магнитной сепарации, гравитационных методов, а при добыче крупных кристаллов сподумена просто вручную). Производство происходит в основном гидрометаллургическим способом.
Применение
Литий и его соединения используют:
- В производстве аккумуляторов и батарей.
- В качестве лигатуры в сплавах.
- В ядерной энергетике, радиоэлектронике.
- В медицине (соединения лития используют в лечении подагры, как психотропные, антидепрессанты).
- В пиротехнике (LiNO3 даст фейерверку красный цвет).
Познавательно: добавление LiOH к электролиту в аккумуляторах на 20% увеличивает их емкость, и в 2-3 раза срок службы.
Мировое применение легкого металла распределяется так:
- 56% производство батарей и аккумуляторов;
- 23% керамика и стекло;
- 6% консистентные смазки;
- 2% воздухоочистка;
- 13% прочие.
Интересно: очистка воздуха на подлодках и в космических кораблях происходит с помощью соединений лития (LiBr, LiCl, LiOH).
Плюсы и минусы литиевых батарей ?
Эти аккумуляторы и батареи просты в эксплуатации, они постоянно готовы к эксплуатации.
Достоинства | Недостатки |
Хороший ресурс эксплуатации (до 10 лет) | Взрывоопасны при нарушении герметичности корпуса |
Запас циклов зарядки-разрядки более 1000 | Срок службы зависит от времени работы (не от количества циклов зарядка-разрядка) |
Нет «эффекта памяти» (батареи можно регулярно подзаряжать) | Работает в ограниченном температурном диапазоне (от -20 до +50оС) |
Легкий вес | Высокая цена |
Стоимость
Цена лития марки ЛЭ-1 (99,9%) за килограмм 15 000 рублей.
Мне 42 года и я специалист в области минералогии. Здесь на сайте я делюсь информацией про камни и их свойства — задавайте вопросы и пишите комментарии!
Щелочные металлы. Химия щелочных металлов и их соединений
Щелочные металлы расположены в главной подгруппе первой группы периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева (или просто в 1 группе в длиннопериодной форме ПСХЭ). Это литий Li, натрий Na, калий K, цезий Cs, рубидий Rb и франций Fr.
Электронное строение щелочных металлов и основные свойства
Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня щелочных металлов: ns 1 , на внешнем энергетическом уровне находится 1 s-электрон. Следовательно, типичная степень окисления щелочных металлов в соединениях +1.
Рассмотрим некоторые закономерности изменения свойств щелочных металлов.
В ряду Li-Na-K-Rb-Cs-Fr, в соответствии с Периодическим законом, увеличивается атомный радиус , усиливаются металлические свойства , ослабевают неметаллические свойства , уменьшается электроотрица-тельность .
Физические свойства
Все щелочные металлы — вещества мягкие, серебристого цвета. Свежесрезанная поверхность их обладает характерным блеском.
Кристаллическая решетка щелочных металлов в твёрдом состоянии — металлическая. Следовательно, щелочные металлы обладают высокой тепло- и электропроводимостью. Кипят и плавятся при низких температурах. Они имеют также небольшую плотность.
Нахождение в природе
Как правило, щелочные металлы в природе присутствуют в виде минеральных солей: хлоридов, бромидов, йодидов, карбонатов, нитратов и др. Основные минералы , в которых присутствуют щелочные металлы:
Поваренная соль, каменная соль, галит — NaCl — хлорид натрия
Сильвин KCl — хлорид калия
Сильвинит NaCl · KCl
Глауберова соль Na2SO4⋅10Н2О – декагидрат сульфата натрия
Едкое кали KOH — гидроксид калия
Поташ K2CO3 – карбонат калия
Поллуцит — алюмосиликат сложного состава с высоким содержанием цезия:
Способы получения
Натрий получают электролизом расплава хлорида натрия с добавками хлорида кальция:
2NaCl (расплав) → 2Na + Cl2
Электролитом обычно служит смесь NaCl с NaF и КСl (что позволяет проводить процесс при 610–650°С).
Калий получают также электролизом расплавов солей или расплава гидроксида калия. Также распространены методы термохимического восстановления: восстановление калия из расплавов хлоридов или гидроксидов. В качестве восстановителей используют пары натрия, карбид кальция, алюминий, кремний:
KCl + Na = K↑ + NaCl
KOH + Na = K↑ + NaOH
Цезий можно получить нагреванием смеси хлорида цезия и специально подготовленного кальция:
Са + 2CsCl → 2Cs + CaCl2
В промышленности используют преимущественно физико-химические методы выделения чистого цезия: многократную ректификацию в вакууме.
Качественные реакции
Качественная реакция на щелочные металлы — окрашивание пламени солями щелочных металлов .
Цвет пламени:
Li — карминно-красный
Na — жѐлтый
K — фиолетовый
Rb — буро-красный
Cs — фиолетово-красный
Химические свойства
1. Щелочные металлы — сильные восстановители . Поэтому они реагируют почти со всеми неметаллами .
1.1. Щелочные металлы легко реагируют с галогенами с образованием галогенидов:
2K + I2 = 2KI
1.2. Щелочные металлы реагируют с серой с образованием сульфидов:
2Na + S = Na2S
1.3. Щелочные металлы активно реагируют с фосфором и водородом (очень активно). При этом образуются бинарные соединения — фосфиды и гидриды:
3K + P = K3P
2Na + H2 = 2NaH
Остальные щелочные металлы реагируют с азотом при нагревании.
1.5. Щелочные металлы реагируют с углеродом с образованием карбидов, преимущественно ацетиленидов:
1.6. При взаимодействии с кислородом каждый щелочной металл проявляет свою индивидуальность: при горении на воздухе литий образует оксид, натрий – преимущественно пероксид, калий и остальные металлы – надпероксид.
Цезий самовозгорается на воздухе, поэтому его хранят в запаянных ампулах. Видеоопыт самовозгорания цезия на воздухе можно посмотреть здесь.
2. Щелочные металлы активно взаимодействуют со сложными веществами:
2.1. Щелочные металлы бурно (со взрывом) реагируют с водой . Взаимодействие щелочных металлов с водой приводит к образованию щелочи и водорода. Литий реагирует бурно, но без взрыва.
Например , калий реагирует с водой очень бурно:
2K 0 + H2 + O = 2 K + OH + H2 0
2.2. Щелочные металлы взаимодействуют с минеральными кислотами (с соляной, фосфорной и разбавленной серной кислотой) со взрывом. При этом образуются соль и водород.
Например , натрий бурно реагирует с соляной кислотой :
2Na + 2HCl = 2NaCl + H2↑
2.3. При взаимодействии щелочных металлов с концентрированной серной кислотой выделяется сероводород.
Например , при взаимодействии натрия с концентрированной серной кислотой образуется сульфат натрия, сероводород и вода:
2.4. Щелочные металлы реагируют с азотной кислотой. При взаимодействии с концентрированной азотной кислотой образуется оксид азота (I):
С разбавленной азотной кислотой образуется молекулярный азот:
При взаимодействии щелочных металлов с очень разбавленной азотной кислотой образуется нитрат аммония:
2.5. Щелочные металлы могут реагировать даже с веществами, которые проявляют очень слабые кислотные свойства . Например, с аммиаком, ацетиленом (и прочими терминальными алкинами), спиртами , фенолом и органическими кислотами .
Ацетилен с натрием образует ацетиленид натрия и также водород:
Н ─ C ≡ С ─ Н + 2Na → Na ─ C≡C ─ Na + H2
Фенол с натрием реагирует с образованием фенолята натрия и водорода:
Метанол с натрием образуют метилат натрия и водород:
Уксусная кислота с литием образует ацетат лития и водород:
2СH3COOH + 2Li → 2CH3COOLi + H2↑
Щелочные металлы реагируют с галогеналканами (реакция Вюрца).
Например , хлорметан с натрием образует этан и хлорид натрия:
2.6. В расплаве щелочные металлы могут взаимодействовать с некоторыми солями . Обратите внимание! В растворе щелочные металлы будут взаимодействовать с водой, а не с солями других металлов.
Например , натрий взаимодействует в расплаве с хлоридом алюминия :
3Na + AlCl3 → 3NaCl + Al
Оксиды щелочных металлов
Оксиды щелочных металлов (кроме лития) можно получить только к освенными методами : взаимодействием натрия с окислителями в расплаве:
1. О ксид натрия можно получить взаимодействием натрия с нитратом натрия в расплаве:
2. Взаимодействием натрия с пероксидом натрия :
3. Взаимодействием натрия с расплавом щелочи :
2Na + 2NaOН → 2Na2O + Н2↑
4. Оксид лития можно получить разложением гидроксида лития :
2LiOН → Li2O + Н2O
Химические свойства
Оксиды щелочных металлов — типичные основные оксиды . Вступают в реакции с кислотными и амфотерными оксидами, кислотами, водой.
1. Оксиды щелочных металлов взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами :
Например , оксид натрия взаимодействует с оксидом фосфора (V):
Оксид натрия взаимодействует с амфотерным оксидом алюминия:
2. Оксиды щелочных металлов взаимодействуют с кислотами с образованием средних и кислых солей (с многоосновными кислотами).
Например , оксид калия взаимодействует с соляной кислотой с образованием хлорида калия и воды:
K2O + 2HCl → 2KCl + H2O
3. Оксиды щелочных металлов активно взаимодействуют с водой с образованием щелочей.
Например , оксид лития взаимодействует с водой с образованием гидроксида лития:
Li2O + H2O → 2LiOH
4. Оксиды щелочных металлов окисляются кислородом (кроме оксида лития): оксид натрия — до пероксида, оксиды калия, рубидия и цезия – до надпероксида.
Пероксиды щелочных металлов
Свойства пероксидов очень похожи на свойства оксидов. Однако пероксиды щелочных металлов, в отличие от оксидов, содержат атомы кислорода со степенью окисления -1. Поэтому они могут могут проявлять как окислительные , так и восстановительные свойства.
1. Пероксиды щелочных металлов взаимодействуют с водой . При этом на холоде протекает обменная реакция, образуются щелочь и пероксид водорода:
При нагревании пероксиды диспропорционируют в воде, образуются щелочь и кислород:
2. Пероксиды диспропорционируют при взаимодействии с кислотными оксидами .
Например , пероксид натрия реагирует с углекислым газом с образованием карбоната натрия и кислорода:
3. При взаимодействии с минеральными кислотами на холоде пероксиды вступают в обменную реакцию. При этом образуются соль и перекись водорода:
При нагревании пероксиды, опять-таки, диспропорционируют:
4. Пероксиды щелочных металлов разлагаются при нагревании, с образованием оксида и кислорода:
5. При взаимодействии с восстановителями пероксиды проявляют окислительные свойства.
Например , пероксид натрия с угарным газом реагирует с образованием карбоната натрия:
Пероксид натрия с сернистым газом также вступает в ОВР с образованием сульфата натрия:
6. При взаимодействии с сильными окислителями пероксиды проявляют свойства восстановителей и окисляются, как правило, до молекулярного кислорода.
Например , при взаимодействии с подкисленным раствором перманганата калия пероксид натрия образует соль и молекулярный кислород:
Гидроксиды щелочных металлов (щелочи)
1. Щелочи получают электролизом растворов хлоридов щелочных метал-лов:
2NaCl + 2H2O → 2NaOH + H2 + Cl2
2. При взаимодействии щелочных металлов, их оксидов, пероксидов, гидридов и некоторых других бинарных соединений с водой также образуются щелочи.
Например , натрий, оксид натрия, гидрид натрия и пероксид натрия при растворении в воде образуют щелочи:
2Na + 2H2O → 2NaOH + H2
Na2O + H2O → 2NaOH
2NaH + 2H2O → 2NaOH + H2
3. Некоторые соли щелочных металлов (карбонаты, сульфаты и др.) при взаимодействии с гидроксидами кальция и бария также образуют щелочи.
Например , карбонат калия с гидроксидом кальция образует карбонат кальция и гидроксид калия:
1. Гидроксиды щелочных металлов реагируют со всеми кислотами (и сильными, и слабыми, и растворимыми, и нерастворимыми). При этом образуются средние или кислые соли, в зависимости от соотношения реагентов.
Например , гидроксид калия с фосфорной кислотой реагирует с образованием фосфатов, гидрофосфатов или дигидрофосфатов:
2. Гидроксиды щелочных металлов реагируют с кислотными оксидами . При этом образуются средние или кислые соли, в зависимости от соотношения реагентов.
Например , гидроксид натрия с углекислым газом реагирует с образованием карбонатов или гидрокарбонатов:
Необычно ведет себя оксид азота (IV) при взаимодействии с щелочами. Дело в том, что этому оксиду соответствуют две кислоты — азотная (HNO3) и азотистая (HNO2). «Своей» одной кислоты у него нет. Поэтому при взаимодействии оксида азота (IV) с щелочами образуются две соли- нитрит и нитрат:
А вот в присутствии окислителя, например, молекулярного кислорода, образуется только одна соль — нитрат, т.к. азот +4 только повышает степень окисления:
3. Гидроксиды щелочных металлов реагируют с амфотерными оксидами и гидроксидами . При этом в расплаве образуются средние соли, а в растворе комплексные соли.
Например , гидроксид натрия с оксидом алюминия реагирует в расплаве с образованием алюминатов:
в растворе образуется комплексная соль — тетрагидроксоалюминат:
Еще пример : гидроксид натрия с гидроксидом алюминия в расплаве образут также комплексную соль:
4. Щелочи также взаимодействуют с кислыми солями. При этом образуются средние соли, или менее кислые соли.
Например : гидроксид калия реагирует с гидрокарбонатом калия с образованием карбоната калия:
5. Щелочи взаимодействуют с простыми веществами-неметаллами (кроме инертных газов, азота, кислорода, водорода и углерода).
При этом кремний окисляется щелочами до силиката и водорода:
Фтор окисляет щелочи. При этом выделяется молекулярный кислород:
Другие галогены, сера и фосфор — диспропорционируют в щелочах:
Сера взаимодействует с щелочами только при нагревании:
6. Щелочи взаимодействуют с амфотерными металлами , кроме железа и хрома . При этом в расплаве образуются соль и водород:
В растворе образуются комплексная соль и водород:
2NaOH + 2Al + 6Н2О = 2Na[Al(OH)4] + 3Н2
7. Гидроксиды щелочных металлов вступают в обменные реакции с растворимыми солями .
С щелочами взаимодействуют соли тяжелых металлов.
Например , хлорид меди (II) реагирует с гидроксидом натрия с образованием хлорида натрия и осадка гидроксида меди (II):
2NaOH + CuCl2 = Cu(OH)2↓+ 2NaCl
Также с щелочами взаимодействуют соли аммония.
Например , при взаимодействии хлорида аммония и гидроксида натрия образуются хлорид натрия, аммиак и вода:
NH4Cl + NaOH = NH3 + H2O + NaCl
8. Гидроксиды всех щелочных металлов плавятся без разложения , гидроксид лития разлагается при нагревании до температуры 600°С:
2LiOH → Li2O + H2O
9. Все гидроксиды щелочных металлов проявляют свойства сильных оснований . В воде практически нацело диссоциируют , образуя щелочную среду и меняя окраску индикаторов.
NaOH ↔ Na + + OH —
10. Гидроксиды щелочных металлов в расплаве подвергаются электролизу . При этом на катоде восстанавливаются сами металлы, а на аноде выделяется молекулярный кислород:
4NaOH → 4Na + O2 + 2H2O
Соли щелочных металлов
Нитраты и нитриты щелочных металлов
Нитраты щелочных металлов при нагревании разлагаются на нитриты и кислород. Исключение — нитрат лития. Он разлагается на оксид лития, оксид азота (IV) и кислород.
Например , нитрат натрия разлагается при нагревании на нитрит натрия и молекулярный кислород:
Нитраты щелочных металлов в реакциях могут выступать в качестве окислителей.
Нитриты щелочных металлов могут быть окислителями или восстановителями.
В щелочной среде нитраты и нитриты — очень мощные окислители.
Например , нитрат натрия с цинком в щелочной среде восстанавливается до аммиака:
Сильные окислители окисляют нитриты до нитратов.
Например , перманганат калия в кислой среде окисляет нитрит натрия до нитрата натрия:
Литий – металл XXI века
Этот элемент традиционно используют ядерщики и металлурги. Сегодня месторождения для его извлечения скупает Илон Маск. Без данного вещества невозможна революция в автопроме – переход с бензиновых на электромобили. Это дает основания рассматривать литий как металл третьего тысячелетия.
Что представляет собой
Литий – элемент таблицы Менделеева №3. Международное обозначение и формула – Li (Lithium).
Мягкий серебристый литий относится к металлам щелочной группы. По твердости располагается между натрием и свинцом.
При описании металла упоминают наличие двух стабильных изотопов в составе: Литий-6 и Литий-7.
Как был открыт
История металла начинается в 19 веке:
- Новый элемент обнаружил в местном минерале петалите шведский ученый Юхан Арфведсон.
- Через год, в 1817-м, его английский коллега Генри Дэви выделил металлический литий.
Название элемента восходит к древнегреческому «литос» (камень). Его предложил гуру европейской химии Иенс Берцелиус. Обосновал свой выбор тем, что литий нашелся в «камне».
Физико-химические характеристики
Это едва ли не самый химически малоактивный металл: в обычных условиях соединения с литием не образуются.
Щелочной металл Литий
Отличить литий от других щелочных металлов позволяют его характеристики:
- Самый легкий металл группы.
- Самый «неплотный» из металлов.
По плотности литий вдвое уступает воде, поэтому не тонет в ней и керосине.
- Взаимодействует с другими элементами группы только в особых условиях.
- На воздух реагирует при повышенной влажности, на другие газы и вещества (аммиак, галогены, кремний, серу) – при повышенной температуре.
- Горит пурпурным пламенем.
- Бурно реагирует с водой. Этот недостаток нейтрализуют, исключая контакт между ними при использовании.
Особые химические свойства металла обусловлены структурой и микроскопическими габаритами его атома.
Свойства атома | |
---|---|
Название, символ, номер | Ли́тий / Lithium (Li), 3 |
Атомная масса (молярная масса) | [6,938; 6,997] а. е. м. (г/моль) |
Электронная конфигурация | [He] 2s1, 1s22s1 |
Радиус атома | 145 пм |
Химические свойства | |
Ковалентный радиус | 134 пм |
Радиус иона | 76 (+1e) пм |
Электроотрицательность | 0,98 (шкала Полинга) |
Электродный потенциал | -3,06 В |
Степени окисления | +1 |
Энергия ионизации (первый электрон) | 519,9 (5,39) кДж/моль (эВ) |
Термодинамические свойства простого вещества | |
Плотность (при н. у.) | 0,534 г/см³ |
Температура плавления | 453,69 K (180,54 °C, 356,97 °F) |
Температура кипения | 1613 K (1339,85 °C, 2443,73 °F) |
Уд. теплота плавления | 2,89 кДж/моль |
Уд. теплота испарения | 148 кДж/моль |
Молярная теплоёмкость | 24,86 Дж/(K·моль) |
Молярный объём | 13,1 см³/моль |
Кристаллическая решётка простого вещества | |
Структура решётки | кубическая объёмноцентрированная |
Параметры решётки | 3,490 Å |
Температура Дебая | 400 K |
Прочие характеристики | |
Теплопроводность | (300 K) 84,8 Вт/(м·К) |
Номер CAS | 7439-93-2 |
Подобно большинству металлов, на воздухе литий покрывается оксидной пленкой.
Среди достоинств – пластичность, легкость обработки. Литий без проблем прокатывается, прессуется.
Нахождение в природе
Чистый литий в природе не встречается, только как часть минералов (три десятка) и соляных озер.
Самые распространенные минералы – амблигонит, лепидолит, петалит, сподумен.
Тонна земной коры содержит 21 г лития, литр морской воды – 0,00017 г.
Глобальные подтвержденные запасы металла – 17 млн. тонн (из них почти миллион у России). С учетом потенциала солончаков – 62 млн. тонн.
Содержание лития зашкаливает в космических объектах – звездах-гигантах и звездных скоплениях с солнцем-красным гигантом и нейтронной звездой внутри.
Места и способы добычи
Кладезь литиевого сырья – обе Америки (США, Чили, Перу, Аргентина, Боливия).
Рудой богаты месторождения Австралии и России. Половина российских запасов сосредоточена в Мурманской области.
Добыча ведется не всегда обычными способами.
Источника сырья два:
- Пегматитовые минералы со слюдой, кварцем, полевым шпатом, другими минералами в составе. Особенно щедр на литий сподумен – руда лития из группы пироксенов. Используется добыча традиционным карьерным способом.
- Глины солончаков. Из них раствор выкачивают.
Ежегодно в мире добывается 40-50 тыс. тонн литиевого сырья.
Потенциальным лидером может стать Боливия, на территории которой обнаружены богатейшие запасы в солончаковой пустыне.
Технология получения
Способ получения металлического лития определяется сырьем:
- Руду преобразуют методом электролиза. Обработка расплава смеси хлоридов лития и калия происходит при 410-455°С. Затем удаляются примеси – методом вакуумной дистилляции, ректификации либо плавкой.
- Концентрацию в рассолах повышают выпариванием. Затем литий осаждают карбонатом натрия и гидроксидом кальция. Процесс длится полтора-два года.
У второго способа получения есть недостатки: медленность обработки и загрязненность конечного продукта трудноудаляемыми примесями. Но солончаки богаты, поэтому метод считается рентабельным. Именно его рассматривает как базовый для нужд своей корпорации Илон Маск.
Ученые пытаются извлечь литий из рассолов с помощью металл-органических мембран-каркасов.
В основе лежит воспроизведение функции аналогичных структур живых клеток. Ценный побочный продукт производства – пресная вода.
Третий источник лития – использованные литиевые аккумуляторы. Пока их переработка нерентабельна.
Где используется
Использование металла отражает тенденции развития технологий.
Традиционные отрасли
До недавнего времени главными сферами применения металла были ядерная отрасль и металлургия:
- Литий идет на стержни для реакторов. Жидкий изотоп служит теплоносителем в ядерных реакторах. Из него получают тритий.
- Металлургией используются сплавы, улучшающие характеристики продукта: прочность, устойчивость к коррозии, пластичность.
- Это также стекла, задерживающие часть ультрафиолета, керамика, пигмент для окрашивания тканей, ингредиент косметических препаратов.
Нитрат лития создает огни салюта красного цвета.
Литий в сплавах с другими металлами – новое поколение материалов для авиации, космонавтики, оборонпрома.
Новые сферы
Сегодня главные потребители сырья – IT-сфера и автопром нового поколения. Речь о литиевых аккумуляторах для гаджетов (айфоны, ноутбуки, планшеты) и электрокаров. В первую очередь автомобилей корпорации Илона Маска Tesla.
Литий-ионный аккумулятор
Для создания батареи на одну Tesla требуется 63 кг чистого (99,5%) лития.
К 2023 году поставить производство электромобилей на поток намерены автогиганты США, Японии, Европы (Audi, Ford, Honda, Mercedes, BMW, другие). Годовая потребность в металле составит 96-98 тысяч тонн.
Значение для человека
Микродозы вещества присутствуют в организме человека:
- Литий распределен по организму: легкие, печень, ЖКТ, сердце, надпочечники, щитовидная железа, кровь.
- Без него невозможна работа иммунной системы, углеводный, жировой обмен.
- Вещество ставит щит аллергии, действует как седатив для нервной системы.
Суточная норма вещества для взрослого человека – 0,1-0,2 мг. Литий поступает с продуктами.
Литием богаты помидоры, картофель, мед, свекла, морковь, салат, морская рыба, пророщенная пшеница.
Излишек выводится из организма через почки.
Предостережение
Опасно проникновение вещества извне: человек чувствует себя разбитым, теряет аппетит, ощущает головокружение.
Литий самовоспламеняется при 280-290°C. Продуктами горения легко отравиться, они раздражают дыхательные пути. На влажной коже, слизистых оболочках от металла появляются ожоги.
В отличие от других металлов, эталонная цена на литий отсутствует. Это беспокоит инвесторов, создавая хаос на глобальном рынке.
На международных биржах литий чистоты 99% торгуют по $16-18 за кг. С 2008 года она выросла втрое.
Читайте также: