Lítio: história, estrutura, propriedades, riscos e usos - Ciência - 2023

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o lítio é um elemento metálico cujo símbolo químico é Li e seu número atômico é 3. É o terceiro elemento da tabela periódica e lidera o grupo 1 dos metais alcalinos. De todos os metais, é o que tem a densidade mais baixa e o calor específico mais alto. É tão leve que pode flutuar na água.

Seu nome deriva da palavra grega 'lithos' que significa pedra. Eles deram esse nome porque ele foi descoberto precisamente como parte de alguns minerais em rochas ígneas. Além disso, apresentou propriedades características semelhantes às dos metais sódio e cálcio, encontrados nas cinzas vegetais.

Ele tem um único elétron de valência, perdendo-o para se tornar o cátion de Li⁺ na maioria de suas reações; ou compartilhando-o em uma ligação covalente com carbono, Li-C em compostos de organolítio (como alquil-lítio).

Sua aparência, como muitos outros metais, é a de um sólido prateado que pode ficar acinzentado se exposto à umidade. Pode apresentar camadas escuras (imagem superior), quando reage com o nitrogênio do ar para formar um nitreto.

Quimicamente é idêntico aos seus congêneres (Na, K, Rb, Cs, Fr), mas menos reativo, pois seu único elétron experimenta uma força atrativa muito maior por estar mais perto dele, bem como devido ao fraco efeito de blindagem de seus dois elétrons internos. Por sua vez, ele reage como o magnésio, devido ao efeito de polarização.

No laboratório, os sais de lítio podem ser identificados aquecendo-os em um isqueiro; o aparecimento de uma intensa chama carmesim atestará sua presença. Na verdade, é frequentemente usado em laboratórios de ensino para corridas analíticas.

Suas aplicações variam desde a utilização como aditivo para cerâmicas, vidros, ligas ou misturas de fundição, até como meio de resfriamento e no projeto de baterias de alta eficiência e pequenas; embora explosivo, dada a natureza reativa do lítio. É o metal com maior tendência à oxidação e, portanto, aquele que cede seu elétron com mais facilidade.

História

Descoberta

O primeiro aparecimento do lítio no universo data de muito tempo, poucos minutos depois do Big Bang, quando os núcleos de hidrogênio e hélio se fundiram. No entanto, terrestre demorou para a humanidade identificá-lo como um elemento químico.

Foi em 1800, quando o cientista brasileiro José Bonifácio de Andrada e Silva descobriu os minerais espodumênio e petalita na ilha sueca de Utö. Com isso, ele havia encontrado as primeiras fontes oficiais de lítio, mas ainda nada se sabia sobre ele.

Em 1817, o químico sueco Johan August Arfwedson foi capaz de isolar desses dois minerais um sal sulfato que continha um elemento diferente de cálcio ou sódio. Nessa época, August Johan já estava trabalhando nos laboratórios do famoso químico sueco Jöns Jacob Berzelius.

Foi Berzelius quem chamou esse novo elemento, um produto de suas observações e experimentos, de 'lithos', que significa pedra em grego. Assim, o lítio pôde finalmente ser reconhecido como um novo elemento, mas ainda era necessário isolá-lo.

Isolamento

Apenas um ano depois, em 1821, William Thomas Brande e Sir Humphry Davy conseguiram isolar o lítio como um metal aplicando eletrólise ao óxido de lítio. Embora em quantidades muito pequenas, foram suficientes para observar sua reatividade.

Em 1854, Robert Wilhelm Bunsen e Augustus Matthiessen foram capazes de produzir lítio metálico em maiores quantidades a partir da eletrólise do cloreto de lítio. A partir daqui, sua produção e comércio haviam começado, e a demanda aumentaria conforme novas aplicações tecnológicas fossem encontradas como resultado de suas propriedades únicas.

Estrutura e configuração eletrônica

A estrutura cristalina do lítio metálico é cúbica centrada no corpo (corpo centrado cúbico, bcc). De todas as estruturas cúbicas compactas, esta é a menos densa e é consistente com sua característica de ser o metal mais leve e menos denso de todos.

Nele, os átomos de Li são cercados por oito vizinhos; ou seja, o Li está no centro do cubo, com quatro Li na parte superior e inferior nos cantos. Essa fase bcc também é chamada de α-Li (embora esse nome aparentemente não seja muito difundido).

Fases

Como a grande maioria dos metais sólidos ou compostos, eles podem sofrer transições de fase quando experimentam mudanças de temperatura ou pressão; contanto que não sejam fundados. Assim, o lítio cristaliza com uma estrutura romboédrica em temperaturas muito baixas (4,2 K). Os átomos de Li estão quase congelados e vibram menos em suas posições.

Quando a pressão é aumentada, adquire estruturas hexagonais mais compactas; e aumentando ainda mais, o lítio sofre outras transições que não foram totalmente caracterizadas por difração de raios-X.

Portanto, as propriedades desse “lítio comprimido” ainda estão em estudo. Da mesma forma, ainda não se sabe como seus três elétrons, um dos quais é uma valência, interferem em seu comportamento como semicondutor ou metal nessas condições de alta pressão.

Três elétrons em vez de um

Parece curioso que o lítio, a essa altura, continue sendo um "livro opaco" para aqueles que se dedicam à análise cristalográfica.

Isso ocorre porque, embora a configuração eletrônica seja 2s¹, com tão poucos elétrons dificilmente pode interagir com a radiação aplicada para elucidar seus cristais metálicos.

Além disso, é teorizado que os orbitais 1s e 2s se sobrepõem em altas pressões. Ou seja, ambos os elétrons internos (1s²) como os de valência (2s¹) governam as propriedades eletrônicas e ópticas do lítio nessas fases super compactas.

Número de oxidação

Dito isto, a configuração eletrônica do lítio é 2s¹, você pode perder um único elétron; os outros dois, do orbital interno 1s², seria necessária muita energia para removê-los.

Portanto, o lítio participa de quase todos os seus compostos (inorgânicos ou orgânicos) com um número de oxidação +1.Isso significa que em suas ligações, Li-E, onde E passa a ser qualquer elemento, a existência do cátion Li é assumida⁺ (seja iônico ou covalente, na verdade a referida ligação).

O número de oxidação -1 é improvável para o lítio, uma vez que ele teria que se ligar a um elemento muito menos eletronegativo do que ele; fato que em si é difícil ser este metal muito eletropositivo.

Este número de oxidação negativo representaria uma configuração de elétrons 2s² (para ganhar um elétron), e também seria isoeletrônico ao berílio. Agora, a existência do ânion Li seria assumida^–, e seus sais derivados seriam chamados lituros.

Devido ao seu grande potencial de oxidação, seus compostos contêm principalmente o cátion Li⁺, que, por ser tão pequeno, pode exercer um efeito polarizador em ânions volumosos para formar ligações covalentes Li-E.

Propriedades

Aparência física

Metal branco-prateado de textura lisa, cuja superfície torna-se acinzentada quando oxidada ou escurece quando reage diretamente com o nitrogênio do ar para formar o nitreto correspondente. É tão leve que flutua na água ou no óleo.

É tão liso que pode até ser fatiado com uma faca, ou mesmo com as unhas, o que não seria recomendável.

Massa molar

6,941 g / mol.

Ponto de fusão

180,50 ° C

Ponto de ebulição

1330 ° C

Densidade

0,534 g / mL a 25 ° C

Solubilidade

Sim, ele flutua na água, mas imediatamente começa a reagir com ele. É solúvel em amônia, onde quando se dissolve seus elétrons são solvatados para produzir cores azuis.

Pressão de vapor

0,818 mm Hg a 727 ° C; isto é, nem mesmo em altas temperaturas seus átomos mal conseguem escapar para a fase gasosa.

Eletro-negatividade

0,98 na escala de Pauling.

Energias de ionização

Primeiro: 520,2 kJ / mol

Segundo: 7298,1 kJ / mol

Terceiro: 11815 kJ / mol

Esses valores correspondem às energias necessárias para obter os íons gasosos Li⁺, Li²⁺ e Li³⁺, respectivamente.

Temperatura de autoignição

179 ° C

Tensão superficial

398 mN / m em seu ponto de fusão.

Viscosidade

No estado líquido, é menos viscoso que a água.

Calor de fusão

3,00 kJ / mol.

Calor da vaporização

136 kJ / mol.

Capacidade de calor molar

24.860 J / mol · K. Esse valor é extraordinariamente alto; o mais alto de todos os elementos.

Dureza de Mohs

0,6

Isótopos

Na natureza, o lítio ocorre na forma de dois isótopos: ⁶Li e ⁷Li. A massa atômica 6.941 u sozinha indica qual dos dois é o mais abundante: o ⁷Li. Este último constitui cerca de 92,4% de todos os átomos de lítio; Entretanto ele ⁶Li, cerca de 7,6% deles.

Nos seres vivos, o organismo prefere ⁷Li que o ⁶Li; no entanto, em matrizes mineralógicas, o isótopo ⁶Li é melhor recebido e, portanto, seu percentual de abundância sobe acima de 7,6%.

Reatividade

Embora seja menos reativo do que os outros metais alcalinos, ainda é um metal bastante ativo, por isso não pode ser exposto à atmosfera sem sofrer oxidação. Dependendo das condições (temperatura e pressão), reage com todos os elementos gasosos: hidrogênio, cloro, oxigênio, nitrogênio; e com sólidos como fósforo e enxofre.

Nomenclatura

Não há outros nomes para o metal de lítio. Em relação aos seus compostos, grande parte deles é nomeada de acordo com as nomenclaturas sistemáticas, tradicionais ou de estoque. Seu estado de oxidação de +1 é praticamente inalterado, então a nomenclatura de estoque não escreve o (I) no final do nome.

Exemplos

Por exemplo, considere os compostos Li₂O e Li₃N.

O li₂Ou recebe os seguintes nomes:

- Óxido de lítio, de acordo com a nomenclatura de estoque

- Óxido lítico, de acordo com a nomenclatura tradicional

- Monóxido de dilítio, de acordo com a nomenclatura sistemática

Enquanto o Li₃N é chamado de:

- Nitreto de lítio, nomenclatura de estoque

- Nitreto lítico, nomenclatura tradicional

- Mononitreto de trilítio, nomenclatura sistemática

Papel biológico

Até que ponto o lítio pode ou não ser essencial para os organismos é desconhecido. Da mesma forma, os mecanismos pelos quais poderia ser metabolizado são incertos e ainda estão sendo estudados.

Portanto, não se sabe quais são os efeitos positivos que uma dieta “rica” em lítio pode ter; embora possa ser encontrado em todos os tecidos do corpo; especialmente nos rins.

Regulador dos níveis de seratonina

O efeito farmacológico de certos sais de lítio no corpo é conhecido, especialmente no cérebro ou sistema nervoso. Por exemplo, regula os níveis de serotonina, uma molécula responsável pelos aspectos químicos da felicidade. Dito isso, não é incomum pensar que altera ou modifica o humor dos pacientes que os consomem.

No entanto, eles desaconselham o consumo de lítio junto com medicamentos que combatem a depressão, pois há o risco de aumentar muito a serotonina.

Não apenas ajuda a combater a depressão, mas também os transtornos bipolares e esquizofrênicos, bem como outros possíveis transtornos neurológicos.

Deficiência

A título de especulação, suspeita-se que indivíduos com dietas pobres em lítio são mais propensos à depressão ou ao suicídio ou homicídio. No entanto, formalmente os efeitos de sua deficiência permanecem desconhecidos.

Onde encontrar e produção

O lítio não pode ser encontrado na crosta terrestre, muito menos nos mares ou na atmosfera, em seu estado puro, como um metal branco brilhante. Em vez disso, ele passou por transformações ao longo de milhões de anos que o posicionaram como um íon de lítio⁺ (principalmente) em certos minerais e grupos de rochas.

Estima-se que sua concentração na crosta terrestre esteja entre 20 e 70 ppm (partes por milhão), o que equivale a aproximadamente 0,0004% dela. Já em águas marinhas, sua concentração é da ordem de 0,14 a 0,25 ppm; ou seja, o lítio é mais abundante em pedras e minerais do que em salmouras ou leitos marinhos.

Minerais

Os minerais onde este metal é encontrado são os seguintes:

- Espodumênio, LiAl (SiO₃)₂

- Petalite, LiAlSi₄OU₁₀

- Lepidolita, K (Li, Al, Rb)₂(Al, sim)₄OU₁₀(F, OH)₂

Esses três minerais têm em comum o fato de serem aluminossilicatos de lítio. Existem outros minerais de onde o metal também pode ser extraído, como ambligonita, elbaita, tripilita, eucriptita ou argila hectorita. No entanto, espodumênio é o mineral a partir do qual a maior quantidade de lítio é produzida. Esses minerais constituem algumas rochas ígneas, como granito ou pegmatito.

Águas marinhas

Em relação ao mar, é extraído de salmouras como cloreto, hidróxido ou carbonato de lítio, LiCl, LiOH e Li₂CO₃, respectivamente. Da mesma forma, pode ser obtido em lagos ou lagoas, ou em diferentes depósitos de salmoura.

No geral, o lítio ocupa o 25º lugar em abundância de elementos na Terra, o que se correlaciona bem com sua baixa concentração na terra e na água e, portanto, é considerado um elemento relativamente raro.

Estrelas

O lítio é encontrado em estrelas jovens em maior abundância do que em estrelas mais velhas.

Para obter ou produzir este metal no seu estado puro, existem duas opções (ignorando os aspectos econômicos ou de lucratividade): extraí-lo por meio da mineração ou coletá-lo na salmoura. Este último é a fonte predominante na produção de lítio metálico.

Produção de lítio metálico por eletrólise

Uma mistura de LiCl fundido é obtida a partir da salmoura, que pode então ser submetida a eletrólise para separar o sal em seus componentes elementares:

LiCl (l) → Li (s) + 1/2 Cl₂(g)

Enquanto os minerais são digeridos em meio ácido para obter seus íons Li⁺ após os processos de separação e purificação.

O Chile se posiciona como o maior produtor de lítio do mundo, obtido na salina do Atacama. No mesmo continente segue a Argentina, país que extrai o LiCl do Salar del Hombre Muerto e, por último, a Bolívia. No entanto, a Austrália é o maior produtor de lítio por meio da exploração de espodumênio.

Reações

A reação mais conhecida do lítio é aquela que ocorre quando entra em contato com a água:

2Li (s) + 2H₂O (l) → 2LiOH (aq) + H₂(g)

LiOH é hidróxido de lítio e, como pode ser visto, produz gás hidrogênio.

Reage com oxigênio gasoso e nitrogênio para formar os seguintes produtos:

4Li (s) + O₂(g) → 2Li₂Você)

2Li (s) + O₂(g) → 2Li₂OU₂(s)

O li₂Ou é óxido de lítio, que tende a se formar em cima do Li₂OU₂, peróxido.

6Li (s) + N₂(g) → 2Li₃N (s)

O lítio é o único metal alcalino capaz de reagir com o nitrogênio e causar esse nitreto. Em todos esses compostos, a existência do cátion Li pode ser assumida⁺ participando de ligações iônicas com caráter covalente (ou vice-versa).

Ele também pode reagir direta e vigorosamente com halogênios:

2Li (s) + F₂(g) → LiF (s)

Também reage com ácidos:

2Li (s) + 2HCl (conc) → 2LiCl (aq) + H₂(g)

3Li (s) + 4HNO₃(diluir) → 3LiNO₃(aq) + NO (g) + 2H₂O (l)

Os compostos LiF, LiCl e LiNO₃ eles são fluoreto de lítio, cloreto e nitrato, respectivamente.

E em relação aos seus compostos orgânicos, o mais conhecido é o butil-lítio:

2 Li + C₄H₉X → C₄H₉Li + LiX

Onde X é um átomo de halogênio e C₄H₉X é um halogeneto de alquila.

Riscos

Metal puro

O lítio reage violentamente com a água e pode reagir com a umidade da pele. Por isso, se alguém o manuseie com as próprias mãos, sofrerá queimaduras. E se for granulado ou em pó, incendeia-se à temperatura ambiente, apresentando perigo de incêndio.

Luvas e óculos de segurança devem ser usados para manusear este metal, pois o contato mínimo com os olhos pode causar irritação severa.

Se inalado, os efeitos podem ser ainda piores, queimando as vias aéreas e causando edema pulmonar devido à formação interna de LiOH, uma substância cáustica.

Este metal deve ser armazenado submerso em óleo, ou em ambientes secos e mais inerte que o nitrogênio; por exemplo, em argônio, conforme mostrado na primeira imagem.

Compostos

Os compostos derivados do lítio, especialmente seus sais, como carbonato ou citrato, são muito mais seguros. Isso desde que as pessoas que os ingiram respeitem as indicações prescritas pelos seus médicos.

Alguns dos muitos efeitos indesejáveis que pode gerar nos pacientes são: diarreia, náuseas, fadiga, tonturas, vertigens, tremores, micção excessiva, sede e aumento de peso.

Os efeitos podem ser ainda mais graves em mulheres grávidas, afetando a saúde do feto ou aumentando os defeitos congênitos. Da mesma forma, sua ingestão não é recomendada em mães que amamentam, pois o lítio pode passar do leite para o bebê e daí desenvolver todo tipo de anormalidades ou efeitos negativos.

Formulários

Os usos mais conhecidos desse metal em nível popular residem na área da medicina. Porém, tem aplicação em outras áreas, principalmente no armazenamento de energia por meio do uso de baterias.

Metalurgia

Sais de lítio, especificamente Li₂CO₃, serve como aditivo em processos de fundição para diferentes fins:

-Degass

-Desulfuriza

-Refine os grãos de metais não ferrosos

-Aumenta a fluidez das escórias dos moldes de fundição

-Reduz a temperatura de fusão em fundições de alumínio graças ao seu alto calor específico.

Organometálico

Os compostos alquil-lítio são usados para alquilar (adicionar cadeias laterais R) ou arilar (adicionar grupos aromáticos Ar) estruturas moleculares. Destacam-se pela boa solubilidade em solventes orgânicos e por não serem tão reativos no meio de reação; portanto, serve como reagentes ou catalisadores para múltiplas sínteses orgânicas.

Lubrificantes

O estearato de lítio (produto da reação entre uma graxa e LiOH) é adicionado ao óleo para criar uma mistura lubrificante.

Este lubrificante de lítio é resistente a altas temperaturas, não endurece quando resfriado e é inerte ao oxigênio e à água. Portanto, ele encontra uso em aplicações militares, aeroespaciais, industriais, automotivas, etc.

Aditivo de cerâmica e vidro

Vidros ou cerâmicas que são tratados com Li₂Ou adquirem viscosidades mais baixas ao derreter e maior resistência à expansão térmica. Por exemplo, os utensílios de cozinha são feitos desses materiais e o vidro Pyrex também possui esse composto em sua composição.

Ligas

Por ser um metal tão leve, suas ligas também o são; entre eles, os de alumínio-lítio. Quando adicionado como aditivo, não só confere menos peso, mas também maior resistência a altas temperaturas.

Refrigerante

Seu alto calor específico o torna ideal para ser usado como refrigerante em processos onde muito calor é liberado; por exemplo, em reatores nucleares. Isso ocorre porque "custa" elevar sua temperatura e, portanto, evita que o calor irradie facilmente para o exterior.

Baterias

E o uso mais promissor de todos é no mercado de baterias de íon-lítio. Eles tiram vantagem da facilidade com que o lítio se oxida a Li⁺ para usar o elétron liberado e ativar um circuito externo. Assim, os eletrodos são feitos de lítio metálico, ou de ligas dos mesmos, onde o⁺ eles podem intercalar e viajar através do material eletrolítico.

Como última curiosidade, o grupo musical Evanescense, dedicou uma música com o título "Lítio" a este mineral.

Referências

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