Litio

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Litio
Aspetto
Aspetto dell'elemento
Generalità
Nome, simbolo, numero atomico litio, Li, 3
Serie metalli alcalini
Gruppo, periodo, blocco 1 (IA), 2, s
Densità 535 kg/m³
Durezza 0,6
Configurazione elettronica
Configurazione elettronica
Proprietà atomiche
Peso atomico 6,941 u.m.a.
Raggio atomico (calc.) 145 pm
Raggio covalente 134 pm
Raggio di van der Waals 182 pm
Configurazione elettronica [He]2s1
e per livello energetico 2, 1
Stati di ossidazione 1 (base forte)
Struttura cristallina cubica a corpo centrato
Proprietà fisiche
Stato della materia solido (non magnetico)
Punto di fusione 453,69 K (180,54 °C)
Punto di ebollizione 1615 K (1342 °C)
Punto critico 2949,85 °C a 67 MPa
Entalpia di vaporizzazione 145,92 kJ/mol
Calore di fusione 3 kJ/mol
Tensione di vapore 1,63 × 10−8  Pa a 453,7 K
Velocità del suono 6 000 m/s a 293,15 K
Altre proprietà
Numero CAS 7439-93-2
Elettronegatività 0,98 (Scala di Pauling)
Calore specifico 3582 J/(kg K)
Conducibilità elettrica 10,8 × 106  /m ohm
Conducibilità termica 84,7 W/(m K)
Energia di prima ionizzazione 520,23 kJ/mol
Energia di seconda ionizzazione 7 298,22 kJ/mol
Energia di terza ionizzazione 11 815,13 kJ/mol
Isotopi più stabili
Per approfondire vedi la voce Isotopi del litio.
iso NA TD DM DE DP
6Li 7,5% È stabile con 3 neutroni
7Li 92,5% È stabile con 4 neutroni
8Li sintetico 836 ms β, β + 2α 16,004 8Be
iso: isotopo
NA: abbondanza in natura
TD: tempo di dimezzamento
DM: modalità di decadimento
DE: energia di decadimento in MeV
DP: prodotto del decadimento

Il litio è l'elemento chimico della tavola periodica che ha simbolo Li numero atomico 3. Appartiene al gruppo 1 (metalli alcalini). Il litio, nella sua forma pura, è un metallo soffice color argento, che si ossida rapidamente a contatto con l'aria o l'acqua. È il più leggero degli elementi solidi ed è usato principalmente nelle leghe conduttrici di calore, nelle batterie e come componente in alcuni medicinali (farmaci antipsicotici) per la stabilizzazione dell'umore.

Caratteristiche[modifica | modifica wikitesto]

Saggio alla fiamma di un campione di litio.

Il litio è il più leggero dei metalli, con una densità (0,535 g/cm³) pari a circa metà di quella dell'acqua. Come tutti i metalli alcalini, il litio reagisce facilmente con l'acqua e in natura non si trova allo stato metallico, a causa della sua notevole reattività. Ciononostante è meno reattivo del sodio, a dispetto della similitudine chimica, e per la relazione diagonale con il magnesio condivide con quest'ultimo elemento molte proprietà. Se riscaldato, produce una fiamma color cremisi, ma quando brucia intensamente, la fiamma diventa bianco brillante. È un elemento univalente.

Dilitio[modifica | modifica wikitesto]

Il dilitio Li2 è una molecola biatomica formata da due atomi di litio uniti da un legame covalente. Il dilitio è conosciuto allo stato di forma gassoso, ha ordine di legame di 1, con una separazione tra i due nuclei di circa 267.3 pm e un'energia di legame di 101 kJ mol−1.[1] Il litio può formare inoltre dei cluster molecolari, come ad esempio nelle molecole di Li6.

Applicazioni[modifica | modifica wikitesto]

A causa del suo calore specifico (il più alto tra i solidi), il litio è usato in applicazioni per il trasferimento di calore. Grazie al suo alto potenziale elettrochimico il litio è inoltre un importante materiale anodico delle batterie (le cosiddette batterie agli ioni di litio) nelle quali in genere compare sotto forma di sale, come il carbonato di litio (Li2CO3) e il perclorato di litio (LiClO4).

Altri usi[modifica | modifica wikitesto]

Storia[modifica | modifica wikitesto]

Il litio (da greco lithos, "pietra") venne scoperto da Johann Arfvedson nel 1817. Arfvedson trovò il nuovo elemento all'interno dei minerali di spodumene, lepidolite e petalite, che stava analizzando sull'isola di Utö in Svezia. Nel 1818 Christian Gottlob Gmelin fu il primo ad osservare che i sali di litio emettevano una fiamma rosso brillante durante la combustione. Entrambi cercarono, senza successo, di isolare il litio dai suoi sali.

L'elemento non venne isolato fino a quando William Thomas Brande e Sir Humphrey Davy impiegarono l'elettrolisi sull'ossido di litio. La produzione commerciale del litio venne ottenuta nel 1923 dalla compagnia tedesca Metallgesellschaft AG attraverso l'uso dell'elettrolisi sul cloruro di litio e sul cloruro di potassio fusi.

Disponibilità[modifica | modifica wikitesto]

Miniera di litio a Clayton Valley (Nevada).

Il litio è largamente disponibile, ma non si trova in natura allo stato metallico; a causa della sua reattività si presenta sempre legato ad altri elementi o composti. È presente in minima parte in quasi tutte le rocce ignee ed anche in molte salamoie naturali.

A partire dalla fine della seconda guerra mondiale, la produzione di litio è cresciuta notevolmente. Il metallo viene separato dagli altri elementi delle rocce ignee, ed è anche estratto da alcune sorgenti di acqua minerale. Lepidolite, spodumene, petalite, e ambligonite sono i principali minerali che lo contengono.

Quasi il 50% delle riserve disponibili di Litio, commercialmente sfruttabili, si trovano in Bolivia, nei laghi salati prosciugati delle Ande.

Il metallo, di colore argenteo come il sodio, il potassio e gli altri membri della serie dei metalli alcalini, è prodotto per elettrolisi da una miscela di cloruro di litio e cloruro di potassio fusi. Il costo di questo metallo nel 1997 era di circa 136 US$ al chilo.

Isotopi[modifica | modifica wikitesto]

Il litio rintracciabile in natura è composto da due isotopi stabili 6Li e 7Li, con quest'ultimo che ammonta al 92,5% del totale. Sono stati ottenuti sei radioisotopi, dei quali i più stabili sono il Li-8 con un tempo di dimezzamento di 838 ms e il 9Li con 178.3 ms. I radioisotopi rimanenti hanno tempi di dimezzamento inferiori agli 8.5 ms o sconosciuti.

7Li è uno degli elementi primordiali (prodotto nella nucleosintesi del big bang). Gli isotopi di litio si frazionano durante un'ampia gamma di processi naturali, che includono: la formazione di minerali (precipitazione chimica), metabolismo, scambio ionico, iperfiltrazione e alterazione delle rocce.

Precauzioni[modifica | modifica wikitesto]

Simboli di rischio chimico

facilmente infiammabile corrosivo
pericolo


frasi H: 260 - 314 - EUH014 [3]
consigli P: 223 - 231+232 - 280 - 305+351+338 - 370+378 - 422 [4][5]


Le sostanze chimiche
vanno manipolate con cautela

Avvertenze

Come gli altri metalli alcalini, il litio nella sua forma pura è altamente infiammabile e leggermente esplosivo se esposto all'aria e soprattutto all'acqua, con la quale reagisce in maniera violenta (produzione di idrogeno).

Questo metallo è anche corrosivo e deve essere maneggiato evitando il contatto con la pelle.

Per quanto riguarda lo stoccaggio, deve essere conservato immerso in idrocarburi liquidi, come la nafta.

Il litio è considerato leggermente tossico; lo ione litio è coinvolto negli equilibri elettrochimici delle cellule del sistema nervoso e viene spesso prescritto come farmaco nelle terapie per il trattamento di sindromi maniaco-depressive. L'intossicazione da sali di litio, più grave e frequente nei pazienti con compromissione della funzione renale, si tratta efficacemente con infusione di NaCl, urea ed acetazolamide o, in alternativa, con l'emodialisi.

Curiosità[modifica | modifica wikitesto]

  • La quarta traccia dell'album Nevermind (Geffen/SubPop, 1991) dei Nirvana è intitolata "Lithium".
  • Una canzone degli Evanescence si intitola "Lithium".
  • "Lithium Sunset" è una traccia dell'album Mercury Falling del cantante Sting.
  • Litio è anche il titolo di una canzone del gruppo Massimo Volume.
  • La fonte di energia utilizzata nelle astronavi di Star Trek (reazione materia-antimateria) viene regolata dal dilitio.

Note[modifica | modifica wikitesto]

  1. ^ Chemical Bonding, Mark J. Winter, Oxford University Press, 1994, ISBN 0-19-855694-2
  2. ^ C. Nardi, L. Petrizzi, G. Piazza, A breeding blanket in ITER-FEAT, Fusion Engineering and Design 69, (2003)
  3. ^ scheda del litio su IFA-GESTIS
  4. ^ In caso di incendio estinguere con sabbia asciutta o estintori a schiuma. Conservare sotto gas inerte.
  5. ^ Sigma Aldrich; rev. del 09.02.2011

Bibliografia[modifica | modifica wikitesto]

Voci correlate[modifica | modifica wikitesto]

Altri progetti[modifica | modifica wikitesto]

Collegamenti esterni[modifica | modifica wikitesto]