الليثيوم: التاريخ والهيكل والخصائص والمخاطر والاستخدامات - كيمياء - 2026

و الليثيوم هو العنصر المعدني الذي رمز الكيميائي هو لي والعدد الذري 3. و هو العنصر الثالث من عناصر الجدول الدوري ويقود مجموعة 1 الفلزات القلوية. من بين جميع المعادن ، هو أقل كثافة وأعلى حرارة محددة. إنه خفيف لدرجة أنه يمكن أن يطفو على الماء.

اسمها مشتق من الكلمة اليونانية "lithos" والتي تعني الحجر. أطلقوا عليه هذا الاسم لأنه تم اكتشافه على وجه التحديد كجزء من بعض المعادن في الصخور النارية. بالإضافة إلى ذلك ، فقد أظهرت خصائص مميزة مشابهة لتلك الموجودة في معادن الصوديوم والكالسيوم ، والتي تم العثور عليها في رماد الخضروات.

أجزاء معدنية من الليثيوم مطلية بطبقة نيتريد مخزنة في الأرجون. المصدر: صور عالية الدقة للعناصر الكيميائية

له إلكترون تكافؤ واحد ، يفقده ليصبح Li ⁺ كاتيون في معظم تفاعلاته ؛ أو عن طريق مشاركتها في رابطة تساهمية مع الكربون ، Li-C في مركبات الليثيوم العضوية (مثل الليثيوم الألكيل).

مظهره ، مثل العديد من المعادن الأخرى ، هو مادة صلبة فضية يمكن أن تتحول إلى اللون الرمادي إذا تعرضت للرطوبة. يمكن أن تظهر طبقات سوداء (الصورة العلوية) ، عندما تتفاعل مع النيتروجين في الهواء لتكوين نيتريد.

إنها متطابقة كيميائيًا مع متجانساتها (Na ، K ، Rb ، Cs ، Fr) ، ولكنها أقل تفاعلًا نظرًا لأن إلكترونها الفردي يواجه قوة جذب أكبر بكثير نظرًا لكونه أقرب إليه ، وكذلك بسبب تأثير التدريع الضعيف لاثنين منه الإلكترونات الداخلية. بدوره ، يتفاعل كما يفعل المغنيسيوم بسبب تأثير التحيز.

في المختبر ، يمكن التعرف على أملاح الليثيوم عن طريق تسخينها في ولاعة ؛ ظهور لهب قرمزي شديد سيؤكد وجوده. في الواقع ، غالبًا ما يتم استخدامه في تدريس المعامل للتشغيل التحليلي.

تتنوع تطبيقاته من استخدامه كمادة مضافة للسيراميك أو الزجاج أو السبائك أو خلائط المسابك ، إلى كوسيط تبريد وتصميم بطاريات صغيرة وكفاءة عالية ؛ على الرغم من أنه متفجر ، نظرًا لطبيعة رد الفعل من الليثيوم. إنه المعدن الأكثر ميلًا للتأكسد ، وبالتالي هو المعدن الذي يتخلى عن إلكترونته بسهولة أكبر.

التاريخ

اكتشاف

يعود أول ظهور لليثيوم في الكون إلى زمن بعيد ، بعد دقائق قليلة من الانفجار العظيم ، عندما اندمجت نوى الهيدروجين والهيليوم. ومع ذلك ، فقد استغرق الأمر وقتًا طويلاً حتى تحدده البشرية كعنصر كيميائي.

كان ذلك في عام 1800 ، عندما اكتشف العالم البرازيلي José Bonifácio de Andrada e Silva المعادن سبودومين وبيتاليت في جزيرة أوتو السويدية. وبهذا ، وجد المصادر الرسمية الأولى للليثيوم ، ولكن لا يزال هناك شيء معروف عنه.

في عام 1817 ، استطاع الكيميائي السويدي يوهان أوغست أرفويدسون عزل ملح كبريتات من هذين المعدنين يحتوي على عنصر آخر غير الكالسيوم أو الصوديوم. بحلول ذلك الوقت ، كان أغسطس يوهان يعمل في مختبرات الكيميائي السويدي الشهير يونس جاكوب برزيليوس.

كان برزيليوس هو من أطلق على هذا العنصر الجديد ، وهو نتاج ملاحظاته وتجاربه ، "lithos" ، وهو ما يعني الحجر في اليونانية. وهكذا ، يمكن أخيرًا التعرف على الليثيوم كعنصر جديد ، ولكن لا يزال من الضروري عزله.

عزل

بعد عام واحد فقط ، في عام 1821 ، نجح ويليام توماس براند والسير همفري ديفي في عزل الليثيوم كمعدن عن طريق تطبيق التحليل الكهربائي على أكسيد الليثيوم. على الرغم من أنها بكميات صغيرة جدًا ، إلا أنها كانت كافية لمراقبة تفاعلها.

في عام 1854 ، تمكن كل من روبرت فيلهلم بنسن وأوغسطس ماتيسن من إنتاج معدن الليثيوم بكميات أكبر من التحليل الكهربائي لكلوريد الليثيوم. من هنا بدأ إنتاجها وتجارتها ، وسيزداد الطلب مع العثور على تطبيقات تكنولوجية جديدة نتيجة لخصائصها الفريدة.

الهيكل والتكوين الإلكتروني

التركيب البلوري للليثيوم المعدني مكعب محوره الجسم (bcc). من بين جميع الهياكل المكعبة المدمجة ، هذا هو الأقل كثافة ويتوافق مع خصائصه باعتباره المعدن الأخف والأقل كثافة على الإطلاق.

في ذلك ، ذرات Li محاطة بثمانية جيران ؛ أي أن Li في وسط المكعب ، مع وجود أربعة Li في الأعلى والأسفل عند الزوايا. تسمى مرحلة bcc هذه أيضًا α-Li (على الرغم من أن هذا الاسم ليس واسع الانتشار على ما يبدو).

المراحل

مثل الغالبية العظمى من المعادن أو المركبات الصلبة ، يمكن أن تمر بمرحلة انتقالية عندما تواجه تغيرات في درجة الحرارة أو الضغط ؛ طالما لم يتم تأسيسها. وهكذا ، يتبلور الليثيوم بهيكل معيني الوجوه عند درجات حرارة منخفضة جدًا (4.2 كلفن). يتم تجميد ذرات Li تقريبًا ويقل اهتزازها في مواقعها.

عندما يزداد الضغط ، فإنه يكتسب هياكل سداسية أكثر إحكاما ؛ وبزيادة أكثر ، يخضع الليثيوم لتحولات أخرى لم يتم تمييزها بالكامل بحيود الأشعة السينية.

لذلك ، لا تزال خصائص هذا "الليثيوم المضغوط" قيد الدراسة. وبالمثل ، لم يُفهم بعد كيف تتدخل إلكتروناتها الثلاثة ، أحدها عبارة عن تكافؤ ، في سلوكها كأشباه موصلات أو معدن في ظروف الضغط العالي هذه.

ثلاثة إلكترونات بدلاً من واحد

يبدو من الغريب أن الليثيوم في هذه المرحلة لا يزال "كتابًا معتمًا" لأولئك المنخرطين في التحليل البلوري.

هذا لأنه على الرغم من أن التكوين الإلكتروني هو 2 ثانية ¹ ، إلا أنه مع وجود عدد قليل جدًا من الإلكترونات ، فإنه بالكاد يمكن أن يتفاعل مع الإشعاع المطبق لتوضيح بلوراته المعدنية.

علاوة على ذلك ، يُفترض أن المداري 1 و 2 يتداخلان عند ضغوط عالية. أي أن كلاً من الإلكترونات الداخلية (1s ²) وإلكترونات التكافؤ (2s ¹) تتحكم في الخواص الإلكترونية والضوئية لليثيوم في هذه الأطوار شديدة الترابط.

عدد التأكسد

بعد أن قلنا أن تكوين الإلكترون في الليثيوم هو 2 ثانية ¹ ، فإنه يمكن أن يفقد إلكترونًا واحدًا ؛ الاثنان الآخران ، من المدار الداخلي 1s ² ، سيتطلبان الكثير من الطاقة لإزالتهما.

لذلك ، يشارك الليثيوم في جميع مركباته تقريبًا (غير العضوية أو العضوية) مع عدد أكسدة +1. هذا يعني أنه في روابطه ، Li-E ، حيث يأتي E ليكون أي عنصر ، يفترض وجود Li ⁺ الكاتيون (سواء كانت هذه الرابطة أيونية أو تساهمية).

من غير المحتمل أن يكون رقم الأكسدة -1 بالنسبة لليثيوم ، لأنه سيتعين عليه الارتباط بعنصر أقل كهرسلبية منه ؛ حقيقة أنه من الصعب في حد ذاته أن يكون هذا المعدن شديد الحساسية للكهرباء.

يمثل رقم الأكسدة السالب هذا تكوينًا إلكترونيًا ² ثانية ² (للحصول على إلكترون واحد) ، وسيكون أيضًا متساويًا إلكترونيًا للبريليوم. الآن سيتم افتراض وجود Li ^- anion ، وسوف تسمى أملاحه المشتقة lithuros.

نظرًا لقدرتها الكبيرة على الأكسدة ، تحتوي مركباتها في الغالب على Li ⁺ الكاتيون ، والتي ، نظرًا لصغر حجمها ، يمكن أن تمارس تأثيرًا استقطابيًا على الأنيونات الضخمة لتكوين روابط تساهمية Li-E.

الخصائص

اللهب القرمزي لمركبات الليثيوم. المصدر: Antti T. Nissinen (https://www.flickr.com/photos/veisto/2128261964)

مظهر جسماني

معدن أبيض فضي ذو ملمس ناعم ، يتحول سطحه إلى اللون الرمادي عندما يتأكسد أو يغمق عندما يتفاعل مباشرة مع النيتروجين في الهواء ليشكل النيتريد المقابل له. إنه خفيف جدًا لدرجة أنه يطفو في الماء أو الزيت.

إنه سلس للغاية لدرجة أنه يمكن تقطيعه إلى شرائح باستخدام سكين ، أو حتى بأظافر أصابعك ، وهو ما لا يوصى به على الإطلاق.

الكتلة المولية

6.941 جم / مول.

نقطة الانصهار

180.50 درجة مئوية.

نقطة الغليان

1330 درجة مئوية.

كثافة

0.534 جم / مل عند 25 درجة مئوية.

الذوبان

نعم ، يطفو في الماء ، لكنه يبدأ فورًا في التفاعل معه. إنه قابل للذوبان في الأمونيا ، حيث يتم إذابة إلكتروناته لإنتاج ألوان زرقاء.

ضغط البخار

0.818 مم زئبق عند 727 درجة مئوية ؛ أي أنه حتى في درجات الحرارة العالية لا تستطيع ذراتها بالكاد الهروب إلى الطور الغازي.

كهرسلبية

0.98 على مقياس بولينج.

طاقات التأين

أولًا: 520.2 كيلوجول / مول

ثانيًا: 7298.1 كيلوجول / مول

ثالثًا: 11815 كيلوجول / مول

تتوافق هذه القيم مع الطاقات اللازمة للحصول على الأيونات الغازية Li ⁺ و Li ²⁺ و Li ³⁺ على التوالي.

درجة حرارة الاشتعال الذاتي

179 درجة مئوية.

التوتر السطحي

398 ميللي نيوتن / متر عند نقطة الانصهار.

اللزوجة

في الحالة السائلة يكون أقل لزوجة من الماء.

حرارة الانصهار

3.00 كيلوجول / مول.

حرارة التبخير

136 كيلو جول / مول.

السعة الحرارية المولية

24860 جول / مول · ك. هذه القيمة عالية بشكل غير عادي ؛ أعلى من كل العناصر.

صلابة موس

0.6

النظائر

يوجد الليثيوم في الطبيعة على شكل نظيرين: ⁶ Li و ⁷ Li. تشير الكتلة الذرية 6.941 u وحدها إلى أيهما أكثر وفرة: ⁷ Li. هذا الأخير يشكل حوالي 92.4٪ من جميع ذرات الليثيوم. بينما ⁶ لي حوالي 7.6٪ منهم.

في الكائنات الحية ، يفضل الكائن الحي ⁷ Li إلى ⁶ Li ؛ ومع ذلك ، في المصفوفات المعدنية ، يتم استقبال نظير ⁶ Li بشكل أفضل ، وبالتالي تزداد النسبة المئوية للوفرة فوق 7.6٪.

التفاعلية

على الرغم من أنه أقل تفاعلًا من الفلزات القلوية الأخرى ، إلا أنه لا يزال معدنًا نشطًا إلى حد ما ، لذلك لا يمكن تعريضه للغلاف الجوي دون التعرض للأكسدة. اعتمادًا على الظروف (درجة الحرارة والضغط) ، يتفاعل مع جميع العناصر الغازية: الهيدروجين ، الكلور ، الأكسجين ، النيتروجين ؛ ومع المواد الصلبة مثل الفوسفور والكبريت.

التسمية

لا توجد أسماء أخرى لمعدن الليثيوم. فيما يتعلق بمركباتها ، يتم تسمية جزء كبير منها وفقًا للتسميات المنهجية أو التقليدية أو التسميات. حالة الأكسدة الخاصة بها +1 لم تتغير عمليًا ، لذلك في تسمية الأسهم ، لا تتم كتابة (I) في نهاية الاسم.

أمثلة

على سبيل المثال ، ضع في اعتبارك المركبين Li ₂ O و Li ₃ N.

يتلقى Li ₂ O الأسماء التالية:

- أكسيد الليثيوم حسب تسميات المخزون

- أكسيد ليثي حسب التسمية التقليدية

- أحادي أكسيد الديليثيوم ، حسب التسمية المنهجية

بينما يسمى Li ₃ N:

- نيتريد الليثيوم ، تسمية المخزون

- نيتريد ليثي ، التسمية التقليدية

- ثلاثي أحادي نيتريد ، تسمية منهجية

الدور البيولوجي

إلى أي مدى قد يكون أو لا يكون الليثيوم ضروريًا للكائنات الحية غير معروف. وبالمثل ، فإن الآليات التي يمكن بواسطتها استقلابها غير مؤكدة ولا تزال قيد الدراسة.

لذلك ، من غير المعروف ما هي الآثار الإيجابية التي يمكن أن تحدثها حمية "غنية" بالليثيوم ؛ على الرغم من وجوده في جميع أنسجة الجسم ؛ خاصة في الكلى.

منظم مستويات السيراتونين

يُعرف التأثير الدوائي لبعض أملاح الليثيوم على الجسم ، خاصةً على الدماغ أو الجهاز العصبي. على سبيل المثال ، ينظم مستويات السيروتونين ، وهو جزيء مسؤول عن الجوانب الكيميائية للسعادة. بعد قولي هذا ، ليس من غير المألوف التفكير في أنه يغير أو يعدل مزاج المرضى الذين يستهلكونها.

ومع ذلك ، فإنهم ينصحون بعدم تناول الليثيوم مع الأدوية التي تحارب الاكتئاب ، حيث يوجد خطر زيادة السيروتونين أكثر من اللازم.

فهو لا يساعد فقط في محاربة الاكتئاب ، ولكن أيضًا الاضطرابات ثنائية القطب والفصام ، بالإضافة إلى الاضطرابات العصبية الأخرى المحتملة.

نقص

على سبيل التخمين ، يُشتبه في أن الأفراد الذين يتناولون وجبات فقيرة في الليثيوم هم أكثر عرضة للاكتئاب أو للانتحار أو القتل. ومع ذلك ، لا تزال آثار نقصها غير معروفة رسميًا.

أين تجد والإنتاج

لا يمكن العثور على الليثيوم في قشرة الأرض ، ناهيك عن البحار أو الغلاف الجوي ، في حالته النقية ، كمعدن أبيض لامع. بدلاً من ذلك ، خضعت لتحولات على مدى ملايين السنين جعلتها مثل Li ⁺ ion (بشكل أساسي) في بعض المعادن والمجموعات الصخرية.

يقدر أن تركيزه في قشرة الأرض يتراوح بين 20 و 70 جزء في المليون (جزء في المليون) ، وهو ما يعادل حوالي 0.0004٪ منه. بينما في المياه البحرية ، يكون تركيزه في حدود 0.14 و 0.25 جزء في المليون ؛ أي أن الليثيوم أكثر وفرة في الأحجار والمعادن منه في المحاليل الملحية أو قاع البحر.

المعادن

كوارتز الإسبودومين ، أحد المصادر الطبيعية للليثيوم. المصدر: Rob Lavinsky، iRocks.com - CC-BY-SA-3.0

المعادن التي يوجد بها هذا المعدن هي كما يلي:

- سبودومين ، ليل (SiO ₃) ₂

- بيتاليت ، LiAlSi ₄ O ₁₀

- ليبيدوليت ، K (Li ، Al ، Rb) ₂ (Al ، Si) ₄ O ₁₀ (F ، OH) ₂

تشترك هذه المعادن الثلاثة في أنها الليثيوم ألومينوسيليكات. هناك معادن أخرى يمكن استخلاص المعدن فيها أيضًا ، مثل أمبليجونايت ، أو إلبايت ، أو ثلاثي ، أو يوكريبتيت ، أو هكتورايت. ومع ذلك ، فإن الإسبودومين هو المعدن الذي ينتج منه أكبر كمية من الليثيوم. تشكل هذه المعادن بعض الصخور النارية مثل الجرانيت أو البجماتيت.

المياه البحرية

فيما يتعلق بالبحر ، يتم استخراجه من المحاليل الملحية مثل كلوريد الليثيوم أو الهيدروكسيد أو الكربونات ، LiCl ، LiOH و Li ₂ CO ₃ ، على التوالي. بنفس الطريقة يمكن الحصول عليها من البحيرات أو البحيرات ، أو في رواسب ملحية مختلفة.

بشكل عام ، يحتل الليثيوم المرتبة 25 من حيث وفرة العناصر على الأرض ، وهو ما يرتبط جيدًا بتركيزه المنخفض في كل من الأرض والمياه ، وبالتالي يعتبر عنصرًا نادرًا نسبيًا.

النجوم

يوجد الليثيوم في النجوم الفتية بكثرة أكبر من النجوم الأكبر سنًا.

للحصول على هذا المعدن أو إنتاجه في حالته النقية ، هناك خياران (تجاهل الجوانب الاقتصادية أو الربحية): استخراجه من خلال أعمال التعدين أو جمعه في المحلول الملحي. هذا الأخير هو المصدر الغالب في إنتاج الليثيوم المعدني.

إنتاج الليثيوم المعدني بالتحليل الكهربائي

من المحلول الملحي يتم الحصول على خليط مصهور من LiCl ، والذي يمكن أن يخضع بعد ذلك للتحليل الكهربائي لفصل الملح إلى مكوناته الأولية:

LiCl (l) → Li (s) + 1/2 Cl ₂ (g)

بينما يتم هضم المعادن في الوسط الحمضي للحصول على أيونات Li ^{+ الخاصة بها} بعد عمليات الفصل والتنقية.

تم تصنيف تشيلي كأكبر منتج لليثيوم في العالم ، حيث حصلت عليه من مسطح ملح أتاكاما في نفس القارة ، تتبع الأرجنتين ، البلد الذي يستخرج LiCl من سالار ديل هومبر مويرتو ، وأخيراً بوليفيا. ومع ذلك ، فإن أستراليا هي أكبر منتج لليثيوم من خلال استغلال الإسبودومين.

تفاعلات

أشهر تفاعلات الليثيوم هو التفاعل الذي يحدث عندما يتلامس مع الماء:

2 لي (ق) + ₂ س ₂ O (ل) → 2 ليوه (عبد القدير) + H ₂ (ز)

LiOH هو هيدروكسيد الليثيوم ، وكما يمكن رؤيته ، فإنه ينتج غاز الهيدروجين.

يتفاعل مع الأكسجين الغازي والنيتروجين لتكوين المنتجات التالية:

4 لي (ق) + O ₂ (ز) → ₂ لي ₂ يا (ق)

2 لي (ق) + O ₂ (ز) → ₂ لي ₂ يا ₂ (ق)

Li ₂ O هو أكسيد الليثيوم ، والذي يميل إلى التكوين فوق Li ₂ O ₂ ، البيروكسيد.

6 لي (ق) + N ₂ (ز) → ₂ لي ₃ N (s)

الليثيوم هو المعدن القلوي الوحيد القادر على التفاعل مع النيتروجين والتسبب في هذا النيتريد. في كل هذه المركبات يمكن افتراض وجود Li ⁺ الكاتيون ، والمشاركة في الروابط الأيونية ذات الطابع التساهمي (أو العكس).

يمكن أن تتفاعل أيضًا بشكل مباشر وقوي مع الهالوجينات:

2 لي (ق) + F ₂ (ز) → LiF (ق)

يتفاعل أيضًا مع الأحماض:

2Li (s) + 2HCl (conc) → 2LiCl (aq) + H ₂ (g)

3Li (s) + 4HNO ₃ (مخفف) → 3LiNO ₃ (aq) + NO (g) + 2H ₂ O (l)

مركبات LiF و LiCl و LiNO ₃ هي فلوريد الليثيوم والكلوريد والنترات على التوالي.

وفيما يتعلق بمركباته العضوية ، فإن أشهرها هو الليثيوم بوتيل:

2 Li + C ₄ H ₉ X → C ₄ H ₉ Li + LiX

حيث X عبارة عن ذرة هالوجين و C ₄ H ₉ X عبارة عن هاليد ألكيل.

المخاطر

المعدن النقي

يتفاعل الليثيوم بعنف مع الماء ويمكن أن يتفاعل مع رطوبة الجلد. هذا هو السبب في أن شخصًا ما تعامل معها بيديه العاريتين سيعاني من الحروق. وإذا كانت حبيبات أو في صورة مسحوق ، فإنها تشتعل في درجة حرارة الغرفة ، وبالتالي تشكل مخاطر حريق.

يجب استخدام القفازات والنظارات الواقية للتعامل مع هذا المعدن ، لأن الحد الأدنى من ملامسة العين قد يسبب تهيجًا شديدًا.

في حالة الاستنشاق ، يمكن أن تكون الآثار أسوأ ، حيث تحرق المسالك الهوائية وتسبب الوذمة الرئوية بسبب التكوين الداخلي لـ LiOH ، وهي مادة كاوية.

يجب تخزين هذا المعدن مغمورًا بالزيت أو في أجواء جافة وخاملة أكثر من النيتروجين ؛ على سبيل المثال في الأرجون ، كما هو موضح في الصورة الأولى.

مجمعات سكنية

تعتبر المركبات المشتقة من الليثيوم ، وخاصة أملاحه ، مثل الكربونات أو السترات ، أكثر أمانًا. وذلك بشرط أن يحترم الأشخاص الذين يتناولونها المؤشرات التي يصفها أطبائهم.

بعض الآثار العديدة غير المرغوب فيها التي يمكن أن تحدث في المرضى هي: الإسهال ، والغثيان ، والتعب ، والدوخة ، والدوار ، والرعشة ، والتبول المفرط ، والعطش ، وزيادة الوزن.

يمكن أن تكون الآثار أكثر خطورة عند النساء الحوامل ، أو تؤثر على صحة الجنين ، أو تزيد من العيوب الخلقية. وبالمثل ، لا ينصح بتناوله للأمهات المرضعات ، حيث يمكن أن ينتقل الليثيوم من الحليب إلى الطفل ، ومن هناك تتطور جميع أنواع الشذوذ أو الآثار السلبية.

التطبيقات

أشهر استخدامات هذا المعدن على المستوى الشعبي تكمن في مجال الطب. ومع ذلك ، فإنه يستخدم في مجالات أخرى ، وخاصة في تخزين الطاقة من خلال استخدام البطاريات.

علم المعادن

تعمل أملاح الليثيوم ، وتحديداً Li ₂ CO ₃ ، كمادة مضافة في عمليات السباكة لأغراض مختلفة:

-ديغاس

- يزيل الكبريت

- ينقي حبيبات المعادن غير الحديدية

- يزيد من سيولة خبث قوالب الصب

- يقلل درجة حرارة الانصهار في مصبوبات الألمنيوم بفضل الحرارة العالية النوعية.

عضوي معدني

تُستخدم مركبات الليثيوم الألكيل لألكلة (إضافة سلاسل جانبية R) أو أريلار (إضافة مجموعات عطرية) الهياكل الجزيئية. تتميز بقابليتها للذوبان الجيد في المذيبات العضوية ولعدم تفاعلها في وسط التفاعل ؛ لذلك ، فهو بمثابة كواشف أو محفزات لتوليفات عضوية متعددة.

مزلقات

تتم إضافة ستيرات الليثيوم (ناتج التفاعل بين الشحم و LiOH) إلى الزيت لإنشاء خليط تشحيم.

مادة تشحيم الليثيوم هذه مقاومة لدرجات الحرارة المرتفعة ، ولا تتصلب عند تبريدها ، كما أنها خاملة للأكسجين والماء. لذلك ، يتم استخدامه في التطبيقات العسكرية ، والفضائية ، والصناعية ، والسيارات ، وما إلى ذلك.

مضافات السيراميك والزجاج

تكتسب الزجاجات أو السيراميك التي يتم معالجتها باستخدام Li ₂ O لزوجة أقل عند الذوبان ومقاومة أكبر للتمدد الحراري. على سبيل المثال ، أواني المطبخ مصنوعة من هذه المواد ، كما يحتوي زجاج بيركس أيضًا على هذا المركب في تركيبته.

سبائك

لأنه معدن خفيف ، كذلك سبائكه ؛ من بينها الألومنيوم والليثيوم. عند إضافتها كمادة مضافة ، فإنها لا تمنحها وزنًا أقل فحسب ، بل تمنحها أيضًا مقاومة أكبر لدرجات الحرارة المرتفعة.

المبردات

تجعل حرارته العالية النوعية مثالية لاستخدامه كمبرد في العمليات التي يتم فيها إطلاق الكثير من الحرارة ؛ على سبيل المثال ، في المفاعلات النووية. هذا لأنه "يكلف" رفع درجة حرارته ، وبالتالي يمنع الحرارة من الإشعاع بسهولة إلى الخارج.

بطاريات

والاستخدام الواعد للجميع موجود في السوق لبطاريات الليثيوم أيون. تستفيد هذه من السهولة التي يتأكسد بها الليثيوم إلى Li ⁺ لاستخدام الإلكترون الصادر وتنشيط دائرة خارجية. وبالتالي ، تكون الأقطاب الكهربائية إما مصنوعة من الليثيوم المعدني ، أو من سبائك منه ، حيث يمكن لـ Li ⁺ أن يقحم وينتقل عبر المادة الإلكتروليتية.

كفضول أخير ، خصصت المجموعة الموسيقية Evanescense أغنية بعنوان "Lithium" لهذا المعدن.

المراجع

1. رجفة وأتكينز. (2008). الكيمياء غير العضوية. (طبعة رابعة). ماك جراو هيل.
2. مختبر لورانس ليفرمور الوطني. (23 يونيو 2017). يطل على التركيب البلوري للليثيوم. تم الاسترجاع من: phys.org
3. F. ديجاريفا. (سادس). الهياكل المعقدة من الليثيوم الكثيف: أصل إلكتروني. معهد فيزياء الجوامد الأكاديمية الروسية للعلوم ، تشيرنوغولوفكا ، روسيا.
4. Advameg ، Inc. (2019). الليثيوم. تم الاسترجاع من: chemistryexplained.com
5. المركز الوطني لمعلومات التكنولوجيا الحيوية. (2019). الليثيوم. قاعدة بيانات PubChem. الرقم التعريفي للعميل = 3028194. تم الاسترجاع من: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
6. إريك إيسون. (30 نوفمبر 2010). توريد الليثيوم في العالم. تم الاسترجاع من: large.stanford.edu
7. Wietelmann، U.، & Klett، J. (2018). 200 عام من الليثيوم و 100 عام من كيمياء عضوية الليثيوم. Zeitschrift fur anorganische und allgemeine Chemie، 644 (4) ، 194-204. دوى: 10.1002 / zaac.201700394