Lithium

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Lithium
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Informations générales
Nom, Symbole, Numéro	Lithium, Li, 3
Série chimique	Métal alcalin
Groupe, Période, Bloc	1, 2, s
Masse volumique	535 kg/m3
Couleur	Blanc argenté / gris
N° CAS	7439-93-2
N° EINECS
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
Électrons par niveau d'énergie	2, 1
État(s) d'oxydation	+1
Oxyde	base forte
Structure cristalline	Cubique centré
Propriétés physiques
État ordinaire	Solide diamagnétique
Température de fusion	180,5 °C ; 453,69 K
Température d'ébullition	1 341,9 °C ; 1 615 K
Énergie de fusion	3 kJ/mol
Énergie de vaporisation	145,92 kJ/mol
Température critique	K
Pression critique	Pa
Volume molaire	13,02×10-6 m3/mol
Pression de vapeur	1,63×10-8 Pa à 180,5 °C
Vitesse du son	6000 m/s à 20 °C
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)
1e Énergie d'ionisation	520,2 kJ/mol
2e Énergie d'ionisation	7298,1 kJ/mol
3e Énergie d'ionisation	{{{potentiel_ionisation3}}} kJ/mol
4e Énergie d'ionisation	{{{potentiel_ionisation4}}} kJ/mol
5e Énergie d'ionisation	{{{potentiel_ionisation5}}} kJ/mol
6e Énergie d'ionisation	{{{potentiel_ionisation6}}} kJ/mol
7e Énergie d'ionisation	{{{potentiel_ionisation7}}} kJ/mol
8e Énergie d'ionisation	{{{potentiel_ionisation8}}} kJ/mol
9e Énergie d'ionisation	{{{potentiel_ionisation9}}} kJ/mol
10e Énergie d'ionisation	{{{potentiel_ionisation10}}} kJ/mol
Isotopes les plus stables
iso AN Période MD Ed PD MeV 6Li 7,5 % stable avec 3 neutrons 7Li 92,5 % stable avec 4 neutrons 8Li {syn.} 0,838 s β- 16 8Be
Précautions
NFPA 704
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 plus précisément ligne 2 colonne 1.

Le lithium pur est un métal mou, d'une couleur blanc argenté, 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 1 Histoire 2 Propriétés 3 Utilisation 4 Gisements 5 Production 6 Environnement 7 Références 8 Voir aussi

[modifier] Histoire

Le lithium (du grec lithos signifiant « pierre ») a été découvert par Johan August Arfwedson en 1817.

Arfwedson 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, 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 arrivèrent pas. L'élément fut isolé par électrolyse d'un oxyde de lithium par William Thomas Brande et Sir Humphry Davy. On lui donna le nom de lithium 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.

[modifier] 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 au contact de l'eau ou de l'air (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⁺.

[modifier] Utilisation

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)^[1] ;
• aussi utilisé avec certains anti-dépresseurs tel la fluoxetine* pour traiter les troubles obsessifs 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 dessiccatifs ;
• le lithium est un agent complexant 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 le miroir de 200 pouces du télescope Hale du Mont Palomar ^{[réf. nécessaire]};
• 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 organo lithiens sont utilisés dans la synthèse et la polymérisation des élastomères ;
• 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 ;
• 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).

[modifier] 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. Bien que très abondant dans la nature (c'est le 33^e élément le plus abondant sur Terre^[2]), il n'existe, en concentration permettant une exploitation économique rentable, qu'en très peu d'endroits sur Terre.

Les ressources mondiales exploitables sont évaluées à 11 millions de tonnes (USGS)^[3].

Le plus grand gisement au monde est le Salar de Uyuni, dans le département de Potosí, au sud-ouest de la Bolivie. Ce gisement représente un tiers des ressources mondiales et intéresse beaucoup le groupe Bolloré^[4]. Le Chili possède le deuxième plus grand gisement avec le salar d'Atacama.

D'autres gisements sont exploités notamment des lacs salés au Tibet ainsi que des mines en Australie, en Russie et aux États-Unis. Le Chili est devenu le premier exportateur mondial depuis 1997, la compagnie allemande Chemettall en étant l'opérateur principal^[4]. En mars 2008 la Bolivie a autorisé l'exploitation du lithium sur le lac salé fossile d'Uyuni et la création d'une usine d'extraction^[4].

[modifier] Production

Les principaux producteurs sont le Chili, avec le Salar d'Atacama (39,3 % de la production mondiale), la Chine (13,3 %) et l'Argentine (9,8 %), selon les statistiques du Meridian International Research.^[5]

La production annuelle est estimée en 2007 à 25000 tonnes selon le service de géologie des États-Unis (USGS)^[4],[6].

La demande ayant explosé, notamment pour la production de batteries en lithium-ion pour le marché de l'informatique et de la téléphonie, le prix du lithium est passé d'environ 350 dollars la tonne en 2003, à près de 3000 dollars en 2008^[4].

Mais depuis très peu de temps, on sait que la Méditerranée compterait les plus importantes réserves de lithium au monde, réserves qui verront se batailler à plus ou moins court terme la France, l'Espagne et l'Algérie ainsi que l'Italie et la Grèce pour l'attribution des zones exploitables^[7],[8].

[modifier] Environnement

Le lithium métallique réagit avec l'azote, l'oxygène et la vapeur d'eau dans l'air. Par conséquent, la surface de lithium devient un mélange d'hydroxyde de lithium (LiOH), de carbonate de lithium (Li₂CO₃) et de nitrure de lithium (Li₃N). L'hydroxyde de lithium présente un risque potentiel significatif car il est extrêmement corrosif. Une attention spéciale devrait être portée aux organismes aquatiques.

[modifier] Références

[modifier] Voir aussi

•  Lithium sur Commons
• Dilithium
• Batterie lithium
• Pile au lithium
• Formiate de lithium
• Amidure de lithium

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