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Cours du 07/12/2017 : Thème 1 : les atomes principaux : 3. Lithium

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Cours du 07/12/2017 : Thème 1 : les atomes principaux : 3. Lithium

Message par Legolas.Vertefeuille le Jeu 7 Déc - 23:18

Thème 1 : les atomes principaux
Chapitre 3 : Le Lithium


Informations utiles

Nom : Lithium
Symbole : Li
Numéro atomique : 3
Famille d'éléments : métal alcalin
Masse volumique (à 20°C) : 0,534 g/cm³
Couleur : blanc argenté/gris
Masse atomique : 6,941 u
Configuration électronique : [He] 2s1
Electrons par niveau d'énergie : 2, 1
Etat d'oxydation : +1
Oxyde : base forte
Système cristallin : cubique centré
Etat ordinaire : solide diamagnétique
Point de fusion : 180,5°C
Point d'ébullition : 1342°C
Température critique : 3223°C
Pression critique : 68,9 MPa
Volume critique : 66cm³/mol
Volume molaire : 13,02 x10-6 m³/mol
Vitesse du son (à 20°C) : 6000 m/s
Electronégativité : 0,98
Chaleur massique : 3582 J/kg K
Dangers : inflammable et corrosive

Généralités

Le lithium est l'élément chimique de numéro atomique 3, de symbole Li. C'est un métal alcalin, situé dans le premier groupe du tableau périodique des éléments.

Les noyaux des deux isotopes stables du lithium (6Li et 7Li) comptent parmi les noyaux atomiques ayant l'énergie de liaison par nucléon la plus faible de tous les isotopes stables, ce qui signifie que ces noyaux sont en fait assez peu stables comparés à ceux des autres éléments légers. C'est pourquoi ils peuvent être utilisés dans des réactions de fission nucléaire comme de fusion nucléaire. C'est également la raison pour laquelle le lithium est moins abondant dans le système solaire que 25 des 32 éléments chimiques les plus légers. Le lithium joue par conséquent un rôle important en physique nucléaire. La transmutation d'atomes de lithium en tritium a été la première réaction de fusion nucléaire artificielle, et le deutérure de lithium est le combustible de la bombe H.

Le lithium pur est un métal mou, de couleur gris argenté, qui se ternit et s'oxyde très rapidement au contact de l'air et de l'eau, prenant une teinte gris foncé virant rapidement à l'anthracite et au noir. C'est l'élément solide le plus léger. Comme les autres métaux alcalins, le lithium métallique réagit facilement avec l'air et avec l'eau. Il est pour cette raison conservé dans de l'huile minérale pour le préserver de l'air.

Le lithium est utilisé par l'industrie du verre et des céramiques, pour produire des piles et batteries rechargeables ou à haute-tension, des lubrifiants spéciaux, le traitement de l'air vicié par le CO2, par la métallurgie et l'industrie du caoutchouc et des thermoplastiques, la chimie fine, la production d'Alliages.

Très réactif, le lithium n'existe pas à l'état natif dans le milieu naturel, mais uniquement sous la forme de composés ioniques. On l'extrait de roches de type pegmatite, ainsi que d'argiles et de saumures. L'élément chimique est utilisé le plus souvent directement à partir des concentrés miniers. Pour l'obtenir industriellement à l'état métallique, on utilise la technique de l'électrolyse en sel fondu (55 % LiCl et 45 % KCl, à 400 °C).

Les réserves mondiales de lithium étaient estimées par l'USGS à 13 millions de tonnes fin 2010, dont 58 % en Bolivie et 27 % en Chine. En janvier 2016, cette estimation de l'USGS était passée à 14 millions de tonnes, et l'ensemble des ressources identifiées dépassait 40 millions de tonnes. La production mondiale, quant à elle, s'est élevée à 25 300 tonnes en 2010, hors États-Unis (dont les données ne sont pas rendues publiques par l'USGS), assurée essentiellement par le Chili (35 %), l'Australie (34 %), la Chine (18 %) et l'Argentine (11,5 %). En 2015, la production mondiale s'est élevée à 32 500 tonnes, dont 41 % par l'Australie, 36 % par le Chili, 12 % par l'Argentine et 7 % par la Chine.

Le lithium est présent à l'état de traces dans les océans et chez tous les êtres vivants. Il ne semble pas avoir de rôle biologique notable car les animaux et les végétaux peuvent vivre en bonne santé dans un milieu dépourvu de lithium. Les éventuelles fonctions non vitales du lithium n'ont pas non plus été élucidées, cependant l'administration d'ions Li+ sous forme de sels de lithium s'est révélée efficace comme thymorégulateur, notamment en cas de trouble bipolaire.

Un peu d'histoire

Le lithium (du grec λίθος (lithos) signifiant « pierre ») a été découvert par le chimiste suédois Johan August Arfwedson en 1817 en analysant de la pétalite (LiAlSi4O10). En 1800 lors d'un voyage en Europe, José Bonifácio de Andrada e Silva découvrit un nouveau minéral sur l'île de Utö dans la commune de Haninge en Suède qu'il nomma pétalite. C'est en analysant cette roche qu'Arfwedson, qui travaillait dans le laboratoire de Berzelius, identifia un nouvel élément jusque là inconnu. Plus tard, il détecta le même élément dans des minéraux de spodumène (LiAlSi2O6) et de lépidolite (K(Li,Al)3(Si,Al)4O10(F,OH)2) eux aussi en provenance de l'île de Utö. C'est pour souligner son origine minérale, contrairement aux deux autres alcalins connus à l'époque le potassium et le sodium qui avaient été découvert dans le règne végétal, que Berzelius suggéra de le nommer lithion.

En 1818, Christian Gmelin (1792 - 1860) 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 parvinrent pas. L'élément fut isolé par électrolyse d'un oxyde de lithium par William Thomas Brande et Sir Humphry Davy. Jöns Jacob Berzelius lui donna le nom de lithion pour rappeler qu'il fut découvert dans le règne 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.

Isotopes

Les deux isotopes stables du lithium présents dans la nature sont 6Li et 7Li, ce dernier étant le plus abondant (92,5 %).

En 2012, les radioisotopes 3Li, 4Li, 5Li, 8Li, 9Li, 10Li, 11Li, 12Li et 13Li ont par ailleurs déjà été observés. 12Li et 13Li sont ceux qui ont été découverts le plus récemment, en 2008. Parmi ces isotopes radioactifs les plus stables sont le 8Li avec une demi-vie de 838 ms et le 9Li avec une demi-vie de 178 ms .

Abondance dans l'univers

Selon la théorie moderne de la cosmologie le lithium est l'un des trois éléments synthétisés au cours du Big Bang, sous forme de lithium 7. Bien que la quantité de lithium générée dépende du nombre de photons par baryon, l'abondance du lithium peut être calculée pour les valeurs couramment admises pour ce nombre. Il existe cependant une contradiction cosmologique concernant le lithium dans l'univers, les étoiles les plus anciennes semblant contenir moins de lithium qu'elles ne devraient alors que les plus jeunes en possèdent plus. Une hypothèse est qu'au sein des étoiles les plus anciennes, le lithium est mélangé et détruit, alors qu'il est produit dans les étoiles les plus jeunes. Bien que le lithium se transmute en deux atomes d'hélium après collision avec un proton à des températures supérieures à 2,4 millions de degrés Celsius, l'abondance du lithium dans les étoiles les plus jeunes est plus importante que les modèles numériques ne le prévoient.

Bien qu'il soit l'un des trois éléments synthétisés à l'origine de l'univers le lithium, tout comme le béryllium et le bore, est nettement moins abondant que d'autres éléments. Cela s'explique par les faibles températures nécessaires à la destruction du lithium et au manque de processus pour le produire.

Abondance sur Terre

Le lithium est le 33e élément le plus abondant sur Terre. Bien qu'il soit présent dans toutes les régions du monde, on ne le trouve pas à l'état de métal pur du fait de sa réactivité importante avec l'eau et l'air. Le contenu en lithium total des eaux marines est estimé à 230 milliards de tonnes, avec une concentration relativement constante comprise entre 0,14 et 0,25 parties par million(ppm) ou 25 micromole. On observe cependant des concentrations plus importantes, proches de 7 ppm, à proximité des monts hydrothermaux.

Dans la croûte terrestre, les estimations indiquent une concentration variant entre 20 et 70 ppm (en poids). Le lithium est présent en faible quantité dans les roches magmatiques, sa concentration la plus importante étant au sein des granites. Les pegmatites granitiques sont les minéraux présentant la plus forte abondance en lithium, le spodumène et la pétalite étant les sources les plus viables pour une exploitation commerciale. La lépidolite contient elle aussi du lithium en quantité non négligeable. Une autre source de lithium sont les argiles d'hectorite, exploitées notamment par la Western Lithium Corporation aux États-Unis. Avec 20 mg par kg de croûte terrestre, le lithium y est le 25e élément le plus abondant.

Propriétés

Le lithium est le métal ayant la plus faible masse molaire et la plus faible densité, avec une masse volumique inférieure de moitié à 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 au contact de l'eau ou de l'air (cependant 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+.

Propriétés physiques

Le lithium a une masse volumique très faible de 0,534 g/cm3, du même ordre de grandeur que le bois de sapin. C'est le moins dense de tous les éléments solides à température ambiante, le suivant étant le potassium avec une densité 60 % plus élevée (0,862 g/cm3). De plus, hormis l'hydrogène et l'hélium, il est moins dense que tous les autres éléments à l'état liquide. Sa densité est de 2/3 celle de l'azote liquide (0,808 g/cm3). Le lithium peut flotter sur les huiles d'hydrocarbure les plus légères et est, avec le sodium et le potassium, l'un des rares métaux pouvant flotter sur l'eau.

Utilisations

En 2014, il est utilisé pour réaliser des verres et des céramiques (35 % de la production de lithium), pour les piles au lithium et des batteries au lithium (31 %), pour les graisses lubrifiantes (8 %), pour le traitement de l'air (recyclage de l'air dans les sous-marins notamment : 5 %) et à des taux moindres pour les matériaux comme la métallurgie (coulée continue : 6 %), la production de caoutchoucs et thermoplastiques (5 %), la métallurgie de l'aluminium (1 %), la chimie fine (pharmacie).

Le lithium est souvent utilisé comme anode de batterie du fait de son grand potentiel électrochimique. Les batteries lithium sont très utilisées dans le domaine des systèmes embarqués du fait de leur grande densité énergétique aussi bien massique que volumique.

Autres usages :

 -  les sels de lithium, comme le carbonate de lithium, le citrate de lithium ou l'orotate de lithium sont utilisés comme régulateur de l'humeur pour le traitement des troubles bipolaires (anciennement psychose maniaco-dépressive), toutefois, ce métal possède une néphrotoxicité non négligeable, il est nécessaire de réaliser un bilan rénal en début de traitement et de doser le lithium sanguin mensuellement ;
 -  aussi utilisé avec certains antidépresseurs tel la fluoxétine pour traiter les troubles obsessionnels compulsifs ;
 -  le gluconate de lithium est utilisé en dermatologie comme anti-allergénique ;
-   le lithium est utilisé dans les troubles du sommeil et l'irritabilité en oligothérapie (en l'absence d'activité spécifiquement démontrée) ;
 -  le lithium pourrait ralentir la progression de la sclérose latérale amyotrophique (SLA), selon les résultats d'une étude pilote publiés dans Proceedings of the National Academy of Sciences (Pnas) ;
 -  le chlorure de lithium et le bromure de lithium sont extrêmement hygroscopiques et sont utilisés comme dessiccants ;
 -  le lithium est un agent réducteur et/ou complexant utilisé pour la synthèse de composés organiques ;
 -  le lithium est parfois utilisé dans les verres et les céramiques à faible expansion thermique, comme pour le miroir de 200 pouces du télescope Hale du Mont Palomar ; par ailleurs, il a une faible interaction avec les rayons X, les verres au lithium (méta- et tétraborate de lithium) sont donc utilisés pour dissoudre des oxydes (méthode de la perle fondue) en spectrométrie de fluorescence X ;
 -  le peroxyde de lithium est employé pour extraire le CO2 de l'air dans les milieux confinés comme les capsules spatiales et les sous-marins ;
 -  les organolithiens sont utilisés dans la synthèse et la polymérisation des élastomères ;
 -  les alliages haute performance lithium-aluminium (utilisés pour la première fois en France sur le Rafale), cadmium, cuivre et manganèse servent à la fabrication de pièces pour aéronefs ;
 -  les sels de lithium sont utilisés pour le transfert de chaleur par convection ;
 -  pour la production de tritium par réaction nucléaire ; le tritium est utilisé pour la fusion nucléaire ;
 -  le lithium est, avec le potassium, un de deux alcalins possédant un isotope fermionique stable, d'où son intérêt pour l'étude des gaz ultrafroids fermioniques dégénérés.

Le lithium 6 est une matière nucléaire dont la détention est réglementée (Article R1333-1 du code de la défense).

Dans la biologie

Le lithium est trouvé à l'état de traces dans le plancton, dans de nombreuses plantes et invertébrés à des concentrations variant de 69 ppb à 5760 ppb. Dans les tissus et fluides vitaux des vertébrés, la concentration varie de 21 à 763 ppb. Les organismes marins accumulent davantage de lithium dans leurs tissus que leurs homologues terrestres.

Le rôle du lithium dans le vivant est encore assez obscur mais des études nutritionnelles chez les mammifères l'impliquent comme facteur de bonne santé et suggèrent qu'il doit être considéré comme un élément-trace essentiel avec une DJA de l'ordre de 1 mg/jour.

Une étude épidémiologique observationnelle récente (2011) indiquerait un lien entre le taux de lithium dans l'eau de boisson et la longévité.

En médecine

Le lithium est utilisé depuis longtemps dans le traitement des troubles bipolaires. Il reste le traitement de référence avec lequel les autres thymorégulateurs sont comparés. Le principe actif des sels de lithium est l'ion Li+, bien que les mécanismes d'actions précis soient encore débattus.


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