Lithium
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| Généralités | |||||||||||||||||||||||||
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| Nom, Symbole, Numéro | Lithium, Li, 3 | ||||||||||||||||||||||||
| Série chimique | Métal alcalin | ||||||||||||||||||||||||
| Groupe, Période, Bloc | 1 (IA), 2, s | ||||||||||||||||||||||||
| Masse volumique | 535 kg/m³ | ||||||||||||||||||||||||
| Dureté Mohs | 0,6 | ||||||||||||||||||||||||
| Couleur | blanc argenté/gris Image manquante Li,3-thumb.jpg image:Li,3-thumb.jpg | ||||||||||||||||||||||||
| Propriétés atomiques | |||||||||||||||||||||||||
| Masse atomique | 6,941 u | ||||||||||||||||||||||||
| Rayon atomique (calc.) | 145 (167) pm | ||||||||||||||||||||||||
| Rayon de covalence | 134 pm | ||||||||||||||||||||||||
| Rayon de van der Waals | 182 pm | ||||||||||||||||||||||||
| Configuration électronique | [He]2s1 | ||||||||||||||||||||||||
| Nombre d'électrons par niveau d'énergie | 2, 1 | ||||||||||||||||||||||||
| États d'oxydation (oxyde) | 1 (base forte) | ||||||||||||||||||||||||
| Structure cristalline | cubique face centrée | ||||||||||||||||||||||||
| Propriétés physiques | |||||||||||||||||||||||||
| État de la matière | solide diamagnétique | ||||||||||||||||||||||||
| Température de fusion | 453,69 K | ||||||||||||||||||||||||
| Température de vaporisation | 1615 K | ||||||||||||||||||||||||
| Volume molaire | 13,02×10-6 m³/mol | ||||||||||||||||||||||||
| Énergie de vaporisation | 145,92 kJ/mol | ||||||||||||||||||||||||
| Énergie de fusion | 3 kJ/mol | ||||||||||||||||||||||||
| Pression de vapeur à 453,7 K | 1,63×10-8 Pa | ||||||||||||||||||||||||
| Vélocité du son à 20°C | 6000 m/s | ||||||||||||||||||||||||
| Divers | |||||||||||||||||||||||||
| Électronégativité (Pauling) | 0,98 | ||||||||||||||||||||||||
| Chaleur massique | 3582 J/(kg.K) | ||||||||||||||||||||||||
| Conductivité électrique | 10,8×106 S/m | ||||||||||||||||||||||||
| Conductivité thermique | 84,7 W/(m.K) | ||||||||||||||||||||||||
| 1er potentiel d'ionisation | 520,2 kJ/mol | ||||||||||||||||||||||||
| 2e potentiel d'ionisation | 7298,1 kJ/mol | ||||||||||||||||||||||||
| 3e potentiel d'ionisation | 11815,0 kJ/mol | ||||||||||||||||||||||||
| Isotopes les plus stables | |||||||||||||||||||||||||
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| Unités du SI & CNTP, sauf indication contraire. | |||||||||||||||||||||||||
Le lithium est un élément chimique, de symbole Li et de numéro atomique 3.
Dans la table périodique, il est situé dans le groupe 1, parmi les métaux alcalins.
Le lithium pur est un métal mou, d'une couleur blanche argentée, qui se ternit et s'oxyde très rapidement au contact de l'air et de l'eau.
C'est l'élément solide le plus léger. Il est principalement employé dans les alliages conducteurs de chaleur et dans les accumulateurs électriques.
| Sommaire |
Histoire
Le lithium (du grec lithos signifiant « pierre ») a été découvert par Johann August Arfvedson en 1817.
Arfvedson découvrit un nouveau sel en analysant des minéraux de pétalite, de spodumène et de lépidolite en provenance de l'île de Utö en Suède.
En 1818, C.G. Gmelin fut le premier à observer que ces sels (de lithium) donnaient une flamme rouge et brillante.
Toutefois les deux hommes cherchèrent à isoler l'élément de son sel mais n'y arrivèrent pas. L'élément fut isolé par électrolyse d'un oxyde de lithium par William Thomas Brande et Sir Humphrey Davy. On lui donna le nom de lithium pour rappeler qu'il fut découvert dans le règle minéral.
La production commerciale de lithium commença en 1923 par la firme allemande Metallgesellschaft AG qui utilisa l'électrolyse d'un mélange de chlorure de lithium et de chlorure de potassium fondu.
Propriétés
Le lithium est le métal ayant la plus faible masse molaire et le plus léger, avec une densité égale à la moitié de celle de l'eau. Conformément à loi de Dulong et Petit, c'est le solide ayant la plus grande chaleur massique.
Comme les autres métaux alcalins, le lithium réagit facilement avec l'eau (mais moins que le sodium) ; il n'existe pas à l'état natif.
Lorsqu'il est placé au-dessus d'une flamme celle-ci prend une couleur cramoisie mais lorsqu'il commence à brûler, la flamme devient d'un blanc très brillant. En solution, il forme des ions Li+.
Utilisation
Il est aussi beaucoup utilisé comme anode de batterie grâce à son grand potentiel électrochimique.
Autres usages :
- Les sels de lithium, comme le carbonate de lithium, le citrate de lithum ou l'orotate de lithum sont utilisés comme régulateur de l'humeur pour le traitement des troubles bipolaires (anciennement psychose maniaco-dépressive).
- Le chlorure de lithium et le bromure de lithium sont extrêmement hygroscopiques et sont utilisés comme dessiccatifs.
- Le lithium est un agent complexifiant utilisé pour la synthèse de composés organiques.
- Le lithium est parfois utilisé dans les verres et les céramiques à faible expansion thermique , comme par exemple pour la lentille de 200 pouces du télescope du mont Palomar.
- L'hydroxyde de lithium est employé pour extraire le CO2 de l'air dans les milieux confinés comme les capsules spatiales et les sous-marins.
- Les alliages haute performance lithium-aluminium, cadmium, cuivre et manganèse servent à la fabrication de pièces pour aéronef.
- les sels de lithium sont utilisés pour le transfert de chaleur par convection.
Gisements
Le lithium est largement distribué sur la planète, mais on ne le trouve pas sous sa forme métallique à cause de sa grande réactivité. On le trouve principalement comme impureté dans les sels d'autres métaux alcalins.
Voir aussi
- homonymie Lithium records, maison de disques