Litio


Símbolo: Li
Clasificación: Metal alcalino Grupo 1
Número atómico: 3
Masa Atómica: 6,941
Número de protones/electrones: 3
Número de neutrones (Isótopo 7-Li): 4
Estructura electrónica: [He] 2s1
Electrones en los niveles de energía: 2, 1
Números de oxidación: +1
Electronegatividad: 0,98
Energía de ionización (kJ.mol-1): 519
Afinidad electrónica (kJ.mol-1): 60
Radio atómico (pm): 152
Radio iónico (pm) (carga del ion):58 (+1)

Entalpía de fusión (kJ.mol-1): 4,6
Entalpía de vaporización (kJ.mol-1): 134,7
Punto de Fusión (ºC): 180,5
Punto de Ebullición (ºC): 1342
Densidad (kg/m3): 534; (20 ºC)
Volumen atómico (cm3/mol): 12,99
Estructura cristalina: Cúbica
Color: Blanco-Plateado
Propiedades comparadas



Isótopos: Dos isótopos naturales: 6-Li (7,5%) y 7-Li (92,5%). Siete isótopos inestables, el de mayor período de semidesintegración: 8-Li (838 milisegundos).
Descubierto en: 1817
Descubierto por: J.A. Arfvedson
Fuentes: Electrólisis de LiCl fundido. Minerales: espodumena [LiAl(Si2O6)], lepidolita, [(K,Li)(Al2Si3O10)(OH,F)2], petalita [(Li,Na)(AlSi4O10)], ambligonita ((Li,Na)Al(PO4)(F,OH)].
Usos: Medicación antidepresiva (carbonato de litio), producción de tritio, grasas lubricantes (estearato de litio), carburantes, aleaciones muy duras, electrodos de baterías (ánodos, debido a su elevado potencial electroquímico), cerámicas y vidrios especiales, síntesis orgánica (organocompuestos de litio que son similares a los reactivos de Grignard), refrigerante.
Curiosidades sobre el elemento: Descubierto por Arfvedson en 1817 en la petalita, Davy lo obtuvo en 1818 en trazas por electrólisis de Li2O. En 1855, Bunsen y Matthiessen lo obtuvieron en grandes cantidades por electrólisis de LiCl fundido.
No se encuentra libre en la naturaleza. Se encuentra combinado en pequeñas unidades cerca de todas las rocas ígneas y aparece en las aguas de muchos manantiales. Sus principales minerales son los mencionados más arriba. Se encuentra en la corteza en un 2x10-3 % en peso.
Actualmente se obtiene por electrólisis de LiCl fundido (p. f. 613ºC) o de una mezcla de LiCl (45%) y de KCl (55%). También se obtiene a partir de salmueras.
Es un metal de color blanco plateado. Se inflama al aire. Al aire húmedo forma una capa amarilla de óxido y nitruro (es el único metal del grupo que reacciona con el nitrógeno), por lo que se debe conservar en aceite mineral. Da a la llama un color carmesí; pero cuando el metal arde la llama es blanca deslumbrante.
Reacciona con el agua, aunque no tan violentamente como el sodio (muchas de sus reacciones se parecen más a las del magnesio que a las del resto del grupo).
Es agente reductor en la síntesis de muchos compuestos orgánicos.
Se disuelve en amoníaco líquido originando una disolución de color azul. En ella parece encontrarse la especie Li-1.
Es el metal más ligero (densidad mitad de la del agua). Tiene el mayor calor específico de todos los elementos sólidos, por lo que junto con el intervalo inusualmente grande en que es líquido, encuentra aplicaciones en sistemas de transferencia de calor (refrigeradores), aunque es corrosivo y hay que manejarlo con cuidado (refrigeración en centrales nucleares). Su conductividad eléctrica es un 18% la del cobre.
Presenta dos modificaciones: a-Li (cúbica centrada en el cuerpo) y b-Li (cúbica centrada en las caras). La forma estable a temperatura ambiente es la a; se transforma en a a bajas temperaturas.
Se ha usado en aleaciones (en una proporción menor de 0,1%) muy duras (cojinetes), electrodos de baterías (alto potencial electroquímico), vidrios y cerámicas especiales.
El 6-Li es una sustancia de partida en la obtención a gran escala de tritio empleado en bombas de hidrógeno: 6-Li(n,a)3-H.
Se emplea para eliminar nitrógeno de mezclas de gases, formando nitruro.
Entre sus compuestos destacan:

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©Antonio Jiménez