لیتیم

ویژگی‌ها

تاریخچه
لیتیم را (واژه یونانی lithos به معنی سنگ)، "Johann Arfvedson" در سال ۱۸۱۷ کشف کرد. "Arfvedson" این عنصر جدید را هنگامیکه در سوئد مشغول تجزیه و تحلیل بود، با مواد معدنی اسپادومین و لپدولیت دریک کانی پتالیت کشف نمود. "Christian Gmelin" در سال ۱۸۱۸، اولین کسی بود که شاهد قرمزرنگ شدن نمک لیتیم در شعله آتش بود. اما هر دوی این افراد، در جداسازی این عنصر از نمکش ناکام ماند.
این عنصر را برای اولین بار "W.T. Brande" و "Humphrey Davy" با استفاده از الکترولیز اکسید لیتیم جدا کردند. تولید تجاری فلز لیتیم در سال ۱۹۲۳ به وسیلهٔ شرکت آلمانی Metallgesellschaft AG و با استفاده از الکترولیز کلرید لیتیم و کلرید پتاسیم مذاب محقق گشت. ظاهراً نام لیتیم به این علت انتخاب شد که این عنصر در یک ماده معدنی کشف شد، در حالیکه سایر فلزات قلیایی اولین بار در بافتهای گیاهی دیده شده‌اند.
اطلاعات کلی
لیتیم، عنصر شیمیایی است، با نشان Li و عدد اتمی ۳ که در جدول تناوبی به همراه فلزات قلیایی در گروه ۱ قرار دارد. این عنصر در حالت خالص، فلزی نرم و به رنگ سفید خاکستری می‌باشد که به‌سرعت در معرض آب و هوا اکسید شده، کدر می‌گردد. لیتیم، سبک‌ترین عنصر جامد بوده، عمدتاً در آلیاژهای انتقال حرارت، در باطری‌ها بکار رفته، در بعضی از تثبیت‌کننده‌های حالت mood stabilizers مورد استفاده قرار می‌گیرد.
خصوصیات قابل توجه
لیتیم، سبکترین فلزات و دارای چگالی به اندازه نصف چگالی آب است. این عنصر همانند همه فلزات قلیایی به‌راحتی در آب واکنش داده، به سبب فعالیتش هرگز در طبیعت به صورت آزاد یافت نمی‌شود. با این وجود، هنوز هم واکنش‌پذیری آن از سدیم کمتر است. وقتی لیتیم روی شعله قرار گیرد، رنگ زرشکی جالبی تولید می‌کند، اما اگر به شدت بسوزد، شعله‌هایی سفید درخشان ایجاد می‌کند. هنچنین لیتیم، عنصری تک‌ظرفیتی است.
کاربردها
لیتیم، به‌علت گرمای ویژه اش (بالاتر از تمامی جامدات) در انتقال حرارت مورد استفاده قرار می‌گیرد. به‌علت خاصیت electrochemical، ماده مهمی در آند باطریها محسوب می‌شود. سایر کاربردها:
نمک‌های لیتیم، مثل کربنات لیتیم (Li₂CO₃) و سیترات لیتیم، تثبیت‌کننده‌های حالت هستند که در درمان بیماری‌های متضاد نقش دارند.
لیتیم کلرید و لیتیم برمید، به‌شدت رطوبت را جذب می‌کنند، لذا در خشک‌کننده‌ها به‌کرات کاربرد دارند.
استارات لیتیم، یک ماده لیزکننده کلی در دمای بالا و برای تمامی مقاصد به‌شمار می‌رود.
لیتیم، عاملی آلیاژ ساز است که در تولید ترکیبات آلی مورد استفاده قرار گرفته، نیز دارای کاربردهای اتمی می‌باشد.
گاهی اوقات از لیتیم در ساخت شیشه و سرامیک استفاده می‌گردد، مانند شیشه‌های ۲۰۰ اینچی تلسکوپ در Mt. Palomat
در فضاپیماها و زیردریائی، برای خارج کردن دی‌اکسید کربن ازهوا از هیدروکسید لیتیم استفاده می‌شود.
از آلیاژ این فلز با آلومینیوم، کادمیم، مس و منگنز در ساخت قطعات هواپیماهای بلند پرواز استفاده می‌گردد.
پیدایش
لیتیم بسیار پراکنده‌است، اما به‌علت واکنش‌پذیری زیادی که دارد، در طبیعت به صورت آزاد وجود ندارد و همیشه به صورت ترکیب با یک یا چند عنصر یا ترکیب دیگر دیده می‌شود. این فلز بخش کوچکی از کلیه سنگ‌های آذرین را تشکیل داده، نیز در بسیاری از شورابهای طبیعی وجود دارد.

فیزیکی و اتمی

مانند دیگر فلزهای قلیایی، لیتیم تنها یک الکترون در لایهٔ ظرفیت دارد که دوست دارد آن را به آسانی از دست دهد و تبدیل به کاتیون شود. به همین دلیل لیتیم یک رسانای خوب گرما و جریان برق است و واکنش‌پذیری بسیار بالایی دارد. با این وجود از نظر واکنش‌پذیری در میان فلزهای قلیایی رتبهٔ آخر را دارد. این واکنش‌پذیری کم نسبت به دیگر عنصرهای گروه، به دلیل نزدیکی زیاد الکترون‌های لایهٔ ظرفیت به هستهٔ اتم لیتیم است. چون دو الکترون باقی‌مانده در تراز ابر الکترونی 1s جای می‌گیرند که تراز انرژی بسیار پایینی دارد برای همین در پیوندهای شیمیایی شرکت نمی‌کنند.
فلز لیتیم آنقدر نرم است که با چاقو بریده شود. هنگامی که بریده شد یک سطح نقره‌ای-سفید از آن دیده می‌شود. این رویه خیلی زود اکسید می‌شود و به رنگ خاکستری در می‌آید. لیتیم دارای یکی از پایین‌ترین نقطهٔ ذوب‌ها (۱۸۰ °C) در میان همهٔ فلزها است در حالی که در میان فلزهای قلیایی، بالاترین نقطهٔ ذوب و جوش را دارد.
لیتیم سبک‌ترین فلز جدول تناوبی است با چگالی نزدیک به ۰٫۵۳۴ g/cm۳ و یکی از سه فلزی است که روی آب و حتی روغن، شناور می‌ماند (دو فلز دیگر سدیم و پتاسیم]] است). لیتیم کم چگالی‌ترین عنصری است که در دمای اتاق گاز نیست. سبک‌ترین عنصر پس از لیتیم، پتاسیم است که بیش از ۶۰٪ آن (۰٫۸۶۲ g/cm۳) چگالی دارد. همچنین اگر هلیم و هیدروژن را کنار بگذاریم، لیتیم کم چگالی‌ترین عنصر در میان دیگر عنصرهای جامد و مایع است. برای نمونه لیتیم تنها ۲/۳ نیتروژن مایع (0.808 g/cm۳) چگالی دارد.
ضریب انبساط گرمایی لیتیم دو برابر آلومینیم و نزدیک به چهار برابر آهن است. می‌توان گفت لیتیم دارای بالاترین ظرفیت گرمایی در میان همهٔ عنصرهای جامد است. لیتیم در فشار معمولی، در دمایی پایین‌تر از ۴۰۰ μK ابررسانا می‌شود و در فشارهای بالا، بیش از ۲۰ گیگاپاسکال، در دمای بیش از ۹ کلوین ابررسانا می‌گردد. در دمای زیر ۷۰ کلوین، لیتیم هم مانند سدیم دچار استحاله مارتنزیتی می‌شود. همچنین در دمای ۴٫۲ کلوین دارای دستگاه بلوری لوزی‌پهلو (با ۹ لایهٔ فاصلهٔ تکرارشونده) اما در دماهای بالاتر شکل دستگاه بلوری اش به دستگاه بلوری مکعبی وجوه‌مرکزپُر و سپس به دستگاه بلوری مکعبی مرکزپُر دگرگون می‌شود. در دمای هلیم مایع (۴ کلوین) ساختار بلوری لوزی‌پهلو از همه بیشتر دیده شده‌است. در فشارهای بالا، چندشکلی‌های گوناگونی از لیتیم گزارش شده‌است.
لیتیم به دلیل ظرفیت گرمایی بسیار بالایی که نسبت به دیگر عنصرهای جامد دارد بیشتر در سردکننده‌ها برای جابجایی گرما به کار گرفته می‌شود.

شیمیایی و ترکیب‌ها

لیتیم به سادگی با آب واکنش می‌دهد ولی انرژی بسیار کمتری نسبت به دیگری فلزهای قلیایی در این واکنش پدید می‌آید. محصول‌های این واکنش گاز هیدروژن و هیدروکسید لیتیم در محلول آبی است. به دلیل واکنش بالای لیتیم با آب، همواره آن را زیر پوشش هیدروکربن‌های گرانرو مانند وازلین نگه می‌دارند. فلزهای قلیایی سنگین تر را می‌توان در مواد با گرانروی پایین‌تر، مانند روغن صنعتی نگهداری کرد، لیتیم به اندازهٔ کافی سنگین نیست تا بتواند به‌طور کامل پایین‌تر از سطح این مایع‌ها قرار گیرد. در هوای مرطوب لیتیم به سرغت اکسید می‌شود و یک لایهٔ سیاه بر روی آن ساخته می‌شود. این پوشش سیاه رنگ، هیدروکسید لیتیم (LiOH و LiOH·H۲O)، لیتیم نیتریت (Li۳N) و لیتیم کربنات (Li۲CO۳، نتیجهٔ یک واکنش دوم میان LiOH و CO۲) است.
هنگامی که لیتیم در برابر آتش قرار گیرد، ترکیب‌های آن رنگ لاکی (قرمز سیر) از خود نشان می‌دهند اما درصورتی که این ماده آتش گیرد، شعله به رنگ نقره‌ای در خواهد آمد. هرگاه لیتیم در تماس با آب یا بخار آن، قرار گیرد شعله‌ور می‌شود و با اکسیژن می‌سوزد. لیتیم به خودی خود آتشگیر است و توان انفجار دارد به ویژه هنگامی که در هوای آزاد و در تماس با آب قرار گیرد. با این حال این ویژگی لیتیم نسبت به دیگر فلزهای قلیایی، از همه کمرنگ تر است. واکنش لیتیم با آب در دمای معمولی، به تندی صورت می‌گیرد اما آسیب‌رسان نیست و هیدروژن تولیدی به خودی خود آتش نمی‌گیرد. مانند دیگر فلزهای قلیایی، خاموش کردن آتش لیتیم کمی دشوار است و حتماً باید از گَردهای خاموش‌کننده آتش، ردهٔ D کمک گرفت (خاموش‌کننده‌های دستی آتش را نگاه کنید). لیتیم تنها فلزی است که در دمای معمولی و شرایط معمولی با نیتروژن واکنش می‌دهد.
لیتیم یک سری همانندی‌های قطری هم با منیزیم دارد. این دو فلز دارای شعاع اتمی و یونی یکسان‌اند. همانندی‌های شیمیایی این دو عبارتند از: ساختن نیترید در اثر واکنش با N۲، ساختن اکسید (Li۲O)) و پراکسید (Li۲O۲) در هنگام سوختن با O۲، پدیدآوردن نمک‌هایی با ویژگی حل شدنی همانند و ناپایداری گرمایی کربنات و نیترید آن‌ها. این فلز در دمای بالا با گاز هیدروژن واکنش می‌دهد و لیتیم هیدرید (LiH) را تولید می‌کند.
دیگر ترکیب‌های دوتایی لیتیم عبارتند از هالیدها (LiF، LiCl، LiBr، LiI) و سولفید (Li۲S)، سوپراکسید (LiO۲)، کربید (Li۲C۲). همچنین شمار بسیاری ترکیب‌های غیرآلی هم از این عنصر شناخته شده‌است که در آن لیتیم با یون‌ها آمیخته می‌شود و نمک‌های گوناگونی را پدیدمی‌آورد که از آن جمله می‌توان به بورات‌ها، آمیدها، کربنات، نیترات، بوروهیدرید (LiBH۴) و… اشاره کرد. چندین واکنشگر ناب آلی از لیتیم هم شناخته شده‌است که در آن‌ها پیوند کووالانسی مستقیم میان کربن و لیتیم برقرار شده و کربانیون را ساخته‌است. این‌ها بازها و هسته دوست‌هایی بسیار قوی‌اند. در بسیاری از ترکیب‌های آلی لیتیم، یون‌های لیتیم دوست دارند به صورت خوشه‌های با تقارن بالا روی هم انباشته شوند. می‌توان گفت این ویژگی برای کاتیون‌های قلیایی معمول است.

ایزوتوپ

۶Li و ۷Li دو ایزوتوپ پایدار لیتیم و دارای بیشترین فراوانی (۹۲٫۵٪) است. این دو ایزوتوپ پایدار در مقایسه با دو عنصر سبک و سنگین همسایگی خود یعنی هلیم و بریلیم، به صورت غیرطبیعی، انرژی پیوستگی هسته‌ای پایینی به ازای هر هسته دارند. به جز دوتریوم و هلیم-۳، دو هستهٔ لیتیم انرژی پیوستگی کمتری به ازای هر هسته، نسبت به هر هستهٔ پایدار دیگری دارند. در نتیجهٔ این پدیده، عنصر لیتیم با اینکه وزن اتمی کمی دارد اما در سامانهٔ خورشیدی از دید فراوانی، در میان ۳۲ عنصر، رتبهٔ ۲۵ ام را دارد. هفت ایزوتوپ پرتوزا برای لیتیم پیدا شده‌است که پایدارترین آن‌ها ۸Li با نیمه‌عمر ۸۳۸ میلی‌ثانیه و ۹Li با نیمه‌عمر ۱۷۸ میلی ثانیه‌است. دیگر ایزوتوپ‌های پرتوزا نیمه‌عمری کمتر از ۸٫۶ میلی‌ثانیه دارند. ناپایدارترین ایزوتوپ این عنصر ۴Li با نیمه‌عمر ۷٫۶ × ۱۰-۲۳ ثانیه‌است که در آن پروتون پرتوزایی می‌کند.
ایزوتوپها
لیتیم، بطور طبیعی متشکل از ۲ ایزوتوپ پایدار Li-7 و Li-6 است که Li-7 فراوان‌تر است (وفور طبیعی ۵/۹۲٪). ۶ رادیوایزوتوپ هم برای آن وجود دارد که پایدارترین آنها، Li-8 با نیمه عمر ۸۳۸ هزارم ثانیه و Li-9 با نیمه عمر ۳/۱۷۸ هزارم ثانیه می‌باشد. مابقی ایزوتوپهای رادیواکتیو، نیمه عمرهایی کمتر از ۸٬۵ هزارم ثانیه داشته یا ناشناخته‌اند.
ایزوتوپهای لیتیم طی یک سری فرآیندهای طبیعی مختلف از جمله تشکیل مواد معدنی (رسوب شیمیایی)، متابولیسم ،(جابجائی یونی ،(در برخی از خاکهای معدنی که Li-6 به Li-7 ترجیح داده شده‌است در مکان‌های octahedral، لیتیم جایگزین منیزیم و آهن می‌شود)، hyperfiltration و دگرگونی صخره‌ها، بطور اساسی شکسته می‌شوند.
۷Li یکی از عنصرهای بسیار کهن (یا به عبارت دقیق تر یکی از نوکلیدهای دیرینه) است که در جریان هسته‌زایی مهبانگ پدید آمده‌است. گمان آن می‌رود که مقدار اندکی از ۶Li و ۷Li در ستاره‌ها پدید می‌آید اما به همان سرعتی که ایجاد می‌شود به همان سرعت، می‌سوزد و دوباره مصرف می‌شود. علاوه بر این احتمالاً مقدار اندکی از ۶Li و۷Li در اثر بادهای خورشیدی و برخورد پرتوهای کیهانی با اتم‌های سنگین تر و در نتیجه واپاشی ایزوتوپ‌هایی مانند ۷Be و ۱۰Be پدید می‌آیند. هنگامی که لیتیم در جریان هسته‌زایی ستاره‌ها پدید می‌آید دوباره سوخته و مصرف می‌شود. همچنین ۷Li در ستاره‌های کربنی هم می‌تواند تولید شود.
فرایندهای طبیعی گوناگونی می‌توانند ایزوتوپ‌های لیتیم را تولید کنند. از جملهٔ آن‌ها می‌توان به پدیدهای شیمیایی هنگام ساخت کانی‌ها، دگرگشت و داد و ستدهای یونی اشاره کرد. یون لیتیم در کانی‌های رسی هشت وجهی جایگزین منیزیم و آهن می‌شود.

پیشینهٔ شناسایی

شیمیدان برزیلی، خوزه بونیفاسیو جندراده نخستین کسی بود که کانی پتالیت (LiAlSi۴O۱۰) را شناسایی کرد. وی در سال ۱۸۰۰ میلادی در معدنی در یوتوی سوئد این کانی را پیدا کرد. هرچند، بر روی این کانی هیچ پژوهشی صورت نگرفت تا آنکه در سال ۱۸۱۷، شیمیدان سوئدی، یوهان آگوست آرفودسن که در آزمایشگاه یاکوب برسلیوس کار می‌کرد، دریافت که در این کانی عنصر تازه‌ای وجود دارد. این عنصر تازه، ترکیب‌هایی همانند سدیم و پتاسیم را می‌پذیرفت تنها با این تفاوت که کربنات و هیدروکسید آن کمتر در آب حل می‌شد. برسلیوس این مادهٔ قلیایی را لیتیون (lithion/lithina) نام نهاد، برگرفته از واژهٔ یونانی لیتوس (λιθoς) به معنی «سنگ»؛ او به این دلیل این نام را برگزید تا نشان دهد که این عنصر را از یک کانی جامد بدست آورده‌است برخلاف پتاسیم که در میان خاکستر گیاهان شناسایی شد و همچنین در خون حیوانات هم به فراوانی یافت می‌شد. همچنین او به فلز درون ماده نام «لیتیم» را داد.
پس از چندی، آرفودسن نشان داد که این عنصر در کانی‌های اسپودومن و لپیدولیت هم وجود دارد. در ۱۸۱۸ کریستین گملین نخستین کسی بود که دریافت نمک‌های لیتیم شعله را به رنگ قرمز روشن درمی‌آورند. هم گلمین و هم آرفودسن هر دو تلاش کردند تا لیتیم پالوده بدست آورند و عنصر را از نمک‌هایش جدا کنند که هر دو ناکام ماندند. تا سال ۱۸۲۱ کسی نتوانست لیتیم را پالوده بدست آورد تا اینکه شیمیدان انگلیسی، ویلیام توماس برند با کمک فرایند برق‌کافت بر روی لیتیم اکسید این عنصر را از ترکیبش بیرون کشید. برند نخستین کسی نبود که از برق‌کافت برای جداسازی بهره می‌برد، پیش از او هم هامفری دیوی فرایندی همانند را برای جداسازی فلزهای قلیایی پتاسیم و سدیم با موفقیت انجام داده بود. همچنین برند توضیح داد که نمک‌هایی از لیتیم مانند کلرید و احتمالاً لیتیا (لیتیم اکسید) دارای ۵۵٪ فلزند و برآورد کرد که وزن اتمی لیتیم 9.8 g/mol باشد (مقدار درست آن نزدیک به 6.94 g/mol است). در ۱۸۵۵ روبرت بونزن و آگوستس متیسن از راه برق‌کافت لیتیم کلرید مقدارهای بیشتری از این عنصر را جدا کردند. ادامهٔ تلاش‌ها برای جداسازی بیشتر لیتیم از نمک‌هایش باعث دست یافتن به روش صنعتی این جداسازی در سال ۱۹۲۳ توسط یک تولیدکنندهٔ آلمانی به نام Metallgesellschaft AG شد. این تولیدکننده برای این هدف به برق‌کافت آمیخته‌ای از لیتیم کلرید و پتاسیم کلرید پرداخت.

کاربرد

لیتیوم یکی از اجزاء مهم در باتری‌های قابل شارژ است که در تلفن‌های همراه، رایانه‌های دستی و اتوموبیل‌های برقی مورد استفاده قرار می‌گیرد.
آلیاژی از لیتیوم و آلومینیوم هم‌اکنون در صنایع هواپیماسازی بکار گرفته می‌شود که سبک، قابل انعطاف و هم‌زمان محکم و مقاوم است.
لیتیوم نیروی کششی زیادی دارد، بخاطر کمی وزن خود گزینه بسیار مناسبی برای باتریهای کم وزن و پرانرژی می‌باشد.
لیتیوم همراه با سرب آلیاژی را تولید می‌کند که در ساختن بلبرینگ چرخهای قطار بکار گرفته می‌شود.
لیتیوم حتی در صنایع داروسازی مورد مصرف دارد.
با این همه در مورد مصرف لیتیوم هم در صنایع و همچنین در داروسازی توجه به یک نکته بسیار مهم می‌باشد. مرز میان سودمند بودن این ماده و سمی بودنش برای انسان و محیط زیست بسیار بسیار نازک و شکننده‌است.