Lithium (element)


Lithium
1 18
1 H 2 Periodiek systeem 13 14 15 16 17 He
2 Li Be B C N O F Ne
3 Na Mg 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 Al Si P S Cl Ar
4 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
5 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
6 Cs Ba Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
7 Fr Ra ↓↓ Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Nh Fl Mc Lv Ts Og
 
Lanthaniden La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu
Actiniden Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr
Lithium
Algemeen
Naam Lithium
Symbool Li
Atoomnummer 3
Groep Alkalimetaal
Periode Periode 2
Blok S-blok
Reeks Alkalimetaal
Kleur Zilverwit
Chemische eigenschappen
Atoommassa (u) 6,941
Elektronenconfiguratie [He]2s1
Oxidatietoestanden +1
Elektronegativiteit (Pauling) 0,98
Atoomstraal (pm) 152
1e ionisatiepotentiaal (kJ·mol−1) 520,23
2e ionisatiepotentiaal (kJ·mol−1) 7298,22
3e ionisatiepotentiaal (kJ·mol−1) 11 815,13
Fysische eigenschappen
Dichtheid (kg·m−3) 534
Hardheid (Mohs) 0,6
Smeltpunt (K) 453,74
Kookpunt (K) 1620
Aggregatietoestand Vast
Smeltwarmte (kJ·mol−1) 3,0
Verdampingswarmte (kJ·mol−1) 147,7
Van der Waalse straal (pm) 182
Kristalstructuur Kub
Molair volume (m3·mol−1) 13,1
Geluidssnelheid (m·s−1) 6000
Specifieke warmte (J·kg−1·K−1) 3600
Warmtegeleiding (W·m−1·K−1) 84,8
SI-eenheden en standaardtemperatuur en -druk worden gebruikt,
tenzij anders aangegeven
Portaal    Scheikunde

Lithium is een scheikundig element met symbool Li en atoomnummer 3. Het is een zilverwit alkalimetaal.

Inhoud

Ontdekking


Lithium werd in 1817 ontdekt door Johan Arfwedson. De naam is afgeleid van het Oudgriekse λίθος (lithos) dat 'steen' betekent. Arfwedson ontdekte het element tijdens het onderzoeken van mineralen die afkomstig waren uit de Utö-mijnen op het Zweedse eiland Utö. Christian Gmelin observeerde in 1818 dat lithiumzouten in een vlam een heldere rode kleur gaven. Geen van beide was echter in staat lithium te isoleren. De eerste isolatie van lithium gebeurde tijdens de elektrolyse van lithiumoxide door William Thomas Brande. In 1923 werd lithium voor het eerst op grote schaal geproduceerd door het Duitse bedrijf Metallgesellschaft AG, waar men lithium verkreeg door middel van elektrolyse van een mengsel van lithiumchloride en kaliumchloride.

Toepassingen


Wereldwijd zijn de twee belangrijkste afzetmarkten de keramiek- en glasindustrie en de toepassing bij batterijen groeit snel. Beide afzetmarkten vertegenwoordigen ongeveer een derde van de totale vraag.[1] De vraag neemt snel toe vooral door de introductie van elektrische automobielen die voorzien zijn van accu’s met lithium.[1] Tesla Motors bouwde een grote batterijfabriek in Nevada, Gigafactory 1 die in januari 2017 in gebruik is genomen.[1]

Opmerkelijke eigenschappen


Lithium is het lichtste metaal. In pure vorm is het een zacht glimmend grijs (zilverkleurig) materiaal dat aan de lucht snel oxideert. Ook met water reageert het snel onder vrijkomen van waterstof, maar het is het minst reactieve element van de alkalimetalen. In de vlam geeft het een rode kleur.

Het metaal kan uit zijn zouten vrijgemaakt worden langs elektrochemische weg, via elektrolyse van bijvoorbeeld het chloride:

kathode: \({\displaystyle {\ce {Li+(aq) + e^-}}}\) \({\displaystyle {\ce {-> Li(aq)}}}\)
anode: \({\displaystyle {\ce {2Cl^-(aq)}}}\) \({\displaystyle {\ce {-> Cl2(g) + 2 e^-}}}\)

Lithium is een metaal met een dichtheid van slechts de helft van die van water, maar omdat het zo reactief en zacht is kan het niet als constructiemateriaal gebruikt worden. Als zodanig wordt het dan ook niet veel toegepast.

Voorkomen en voorraden


Het element komt in bepaalde rotssoorten voor en in het water van vele bronnen. Ook de mineralen lepidoliet, spodumeen, petaliet en amblygoniet zijn lithiumhoudende verbindingen. De belangrijkste producenten zijn Chili en Australië. In Chili is het zoutmeer Salar de Atacama de belangrijkste productielocatie. In 2014 produceerden beide landen elk ongeveer 13.000 ton, gevolgd door de Volksrepubliek China met 5.000 ton.[1] Deze drie landen hadden in 2014 een gezamenlijk aandeel van 85% in de wereldwijde productie die in dat jaar 36.000 ton bedroeg.[1] De productie in de Verenigde Staten was 870 ton in 2013. Daar wordt lithium gewonnen uit de pekel van het Searles zoutmeer in Nevada. De totale reserves wereldwijd werden geschat op 13,5 miljoen ton waarvan de helft in Chili.[1] In 2014 werd de wereldwijde vraag geschat op 33.000 ton, een verdubbeling ten opzichte van 2008 toen het jaarlijkse verbruik rond de 16.000 ton lag.[1] Naast de mijnproductie komt er ook lithium beschikbaar door recycling.

Winning van lithium uit pekel

De winning van lithium uit pekel (zout water) is in de meeste gevallen economisch rendabeler dan uit vast erts. Daar bestaan verschillende methodes voor:

Eerst wordt titaanzuur toegevoegd aan de pekel waaruit men het lithium wil extraheren:

\({\displaystyle {\ce {H2TiO3 (s) + 2 Li+ (aq) <=> Li2TiO3 (s) + 2 H+ (aq)}}}\)

Na enige uren wordt het ontstane lithiumtitanaat weer uit de pekel gefilterd en geregenereerd in zoutzuur:

\({\displaystyle {\ce {Li2TiO3 (s) + 2 HCl (aq) <=> H2TiO3 (s) + 2 LiCl (aq)}}}\)

Uiteindelijk wordt de ontstane lithiumchlorideoplossing ingedampt tot vast lithiumchloride en het geregenereerde titaanzuur wordt hergebruikt.

Voorkomen in natuur


Lithium is als mineraal ongelijk verdeeld over het aardoppervlak en komt in hogere mate voor in tabak,[4] in sommige minerale wateren, in aardappelen, tomaten, graan, kool,..[5]

Isotopen


Zie Isotopen van lithium voor het hoofdartikel over dit onderwerp.
Stabielste isotopen
Iso RA (%) Halveringstijd VV VE (MeV) VP
6Li 7,5 stabiel met 3 neutronen
7Li 92,5 stabiel met 4 neutronen
8Li Syn 0,840 s β 12,0 8Be

Er zijn twee natuurlijke stabiele isotopen 6Li (7,5%) en 7Li (92,5%). De isotoopverhouding is op aarde aan plaatselijke schommelingen onderhevig doordat bij een aantal geologische processen de uitwisseling van de ene isotoop gemakkelijker is dan de andere. Zo ontstaat fractionering. In bijvoorbeeld mineralen kan Li+ de octaëdrische plaats van magnesium en ijzer overnemen, 6Li doet dat makkelijker dan 7Li.

Lithium, meer precies de isotoop 7Li, zou al in de oerknal (big bang) zijn aangemaakt (theorie), de zwaardere elementen stammen van nucleosynthese in de later gevormde sterren.

Ionen


Oxidatiegetal Toelichting
0 Vrij metaal, komt niet in de natuur voor
+1 standaardion van het element, bijvoorbeeld in lithiumcarbonaat, medicijn bij bipolaire stoornissen

Toxicologie en veiligheid


Hoewel oplossingen van lithium niet bijzonder giftig zijn, moet het vanwege zijn medische effecten toch met voorzichtigheid behandeld worden. Het metaal is brandbaar en kan in contact met water tot ontploffingen leiden. Contact met de huid moet vermeden worden.

Externe links


Zie de categorie Lithium van Wikimedia Commons voor mediabestanden over dit onderwerp.









Categorieën: Lithium | Elementenlijst




Staat van informatie: 25.09.2021 05:24:00 CEST

oorsprong: Wikipedia (Auteurs [Geschiedenis])    Licentie: CC-BY-SA-3.0

Veranderingen: Alle afbeeldingen en de meeste ontwerpelementen die daarmee verband houden, zijn verwijderd. Sommige pictogrammen werden vervangen door FontAwesome-Icons. Sommige sjablonen zijn verwijderd (zoals 'artikel heeft uitbreiding nodig') of toegewezen (zoals 'hatnotes'). CSS-klassen zijn verwijderd of geharmoniseerd.
Specifieke Wikipedia-links die niet naar een artikel of categorie leiden (zoals 'Redlinks', 'links naar de bewerkpagina', 'links naar portals') zijn verwijderd. Elke externe link heeft een extra FontAwesome-Icon. Naast enkele kleine wijzigingen in het ontwerp, werden mediacontainer, kaarten, navigatiedozen, gesproken versies en Geo-microformats verwijderd.

Belangrijke opmerking Omdat de gegeven inhoud op het gegeven moment automatisch van Wikipedia wordt gehaald, was en is een handmatige verificatie niet mogelijk. Daarom garandeert LinkFang.org niet de juistheid en actualiteit van de verkregen inhoud. Als er informatie is die momenteel verkeerd is of een onjuiste weergave heeft, aarzel dan niet om Neem contact op: E-mail.
Zie ook: Afdruk & Privacy policy.