Litio: historia, estructura, propiedades, riesgos y usos

El litio es un elemento metálico cuyo símbolo químico es Li y su número atómico es 3. Es el tercer elemento de la tabla periódica y encabeza el grupo 1 de los metales alcalinos. De todos los metales es el que posee menor densidad y mayor calor específico. Resulta tan liviano que puede flotar en el agua.

Su nombre deriva de la palabra griega ‘lithos’ que significa piedra. Le otorgaron este nombre porque precisamente fue descubierto como parte de algunos minerales en rocas ígneas. Además, manifestó propiedades características parecidas a la de los metales sodio y calcio, los cuales se hallaban en las cenizas vegetales.

Piezas de litio metálico recubiertas de una capa de nitruro almacenadas en argón. Fuente: Hi-Res Images ofChemical Elements [CC BY 3.0 (https://creativecommons.org/licenses/by/3.0)]

Tiene un solo electrón de valencia, perdiéndolo para convertirse en el catión Li+ en la mayoría de sus reacciones; o compartiéndolo en un enlace covalente con el carbono, Li-C en los compuestos organolitios (como los alquillitios).

Su aspecto, al igual que otros tantos metales, es el de un sólido plateado que puede tornarse grisáceo si está expuesto a la humedad. Puede llegar a exhibir capas negruzcas (imagen superior), al reaccionar con el nitrógeno del aire para formar un nitruro.

Químicamente es idéntico a sus congéneres (Na, K, Rb, Cs, Fr), pero menos reactivo ya que su único electrón experimenta una fuerza de atracción mucho mayor por estar más cerca de él, así como por el pobre efecto apantallante de sus dos electrones internos. A su vez, reacciona como lo hace el magnesio debido al efecto diagonal.

En el laboratorio puede identificarse las sales de litio si se calientan en un mechero; la aparición de una intensa flama color carmesí certificará su presencia. De hecho, suele utilizarse en laboratorios de docencia para marchas analíticas.

Sus aplicaciones varían desde ser utilizado como aditivo para cerámicas, vidrios, aleaciones o mezclas de fundición, hasta como medio refrigerante y diseño de baterías altamente eficaces y pequeñas; aunque explosivas, dado el carácter reactivo del litio. Es el metal con mayor tendencia a oxidarse y, por ende, el que más cede su electrón con mayor facilidad.

Historia

Descubrimiento

La primera aparición del litio en el universo se remonta muy atrás, pocos minutos después del Big Bang, cuando los núcleos de hidrógeno y helio se fusionaron. Sin embargo, terrenalmente demoró tiempo para que la humanidad pudiera identificarlo como elemento químico.

Fue en 1800, cuando el científico brasileño José Bonifácio de Andrada e Silva descubrió los minerales espodumena y petalita en la isla sueca de Utö. Con ello, había dado con las primeras fuentes oficiales de litio, pero todavía nada se sabía de él.

En 1817, el químico sueco Johan August Arfwedson pudo aislar de estos dos minerales una sal de sulfato que contenía un elemento distinto al calcio o sodio. Para entonces August Johan trabajaba en los laboratorios del célebre químico sueco Jöns Jacob Berzelius.

Fue Berzelius quien llamó a este nuevo elemento, producto de sus observaciones y experimentos, ‘lithos’, que significa piedra en griego. Así, el litio pudo finalmente ser reconocido como nuevo elemento, pero todavía faltaba poder aislarlo.

Aislamiento

Apenas un año después, en 1821, William Thomas Brande y Sir Humphry Davy lograron aislar el litio como metal al aplicarle la electrólisis al óxido de litio. Aunque en cantidades muy pequeñas, fueron suficientes para observar su reactividad.

En 1854, Robert Wilhelm Bunsen y Augustus Matthiessen pudieron producir litio metálico en mayores cantidades a partir de la electrólisis del cloruro de litio. A partir de aquí su producción y comercio había iniciado, y crecería la demanda a medida que se le encontraban nuevas aplicaciones tecnológicas a raíz de sus propiedades únicas.

Estructura y configuración electrónica

La estructura cristalina del litio metálico es cúbica centrada en el cuerpo (body centered cubic, bcc). De todas las estructuras cúbicas compactas, esta es la menos densa y va acorde con su característica como el metal más liviano y menos denso de todos.

En ella, los átomos Li se ven rodeados de ocho vecinos; es decir, el Li se halla en el centro del cubo, con cuatro Li arriba y abajo en las esquinas. A esta fase bcc también se le denomina α-Li (aunque al parecer esta denominación no está muy difundida).

Fases

Como la gran mayoría de los metales o compuestos sólidos, pueden sufrir transiciones de fase cuando experimentan cambios en la temperatura o presión; siempre y cuando no se fundan. Así, el litio cristaliza con una estructura romboédrica a temperaturas muy bajas (4,2 K). Los átomos Li están casi congelados y vibran menos en sus posiciones.

Cuando se incrementa la presión, adquiere estructuras hexagonales más compactas; y al incrementar aún más, el litio sufre otras transiciones que no han podido ser completamente caracterizadas por difracción de rayos X.

Por lo tanto, las propiedades de este “litio comprimido” siguen siendo objeto de estudio. Asimismo, no se comprende todavía cómo sus tres electrones, uno de los cuales es de valencia, intervienen en su comportamiento como semiconductor o metal a estas condiciones de altas presiones.

Tres electrones en lugar de uno

Parece curioso que el litio a estas alturas permanezca como un “libro opaco” para quienes se dedican a los análisis cristalográficos.

Esto se debe a que, si bien la configuración electrónica es 2s1, con tan pocos electrones apenas puede interactuar con las radiaciones aplicadas para elucidar sus cristales metálicos.

Además, se teoriza que los orbitales 1s y 2s se solapan a altas presiones. Es decir, tanto los electrones internos (1s2) como los de valencia (2s1) rigen las propiedades electrónicas y ópticas del litio en estas fases súper compactas.

Número de oxidación

Habiendo dicho que la configuración electrónica del litio es 2s1, puede perder un solo electrón; los otros dos, del orbital interno 1s2, requerirían de mucha energía para quitárselos.

Por lo tanto, el litio participa en casi todos sus compuestos (inorgánicos u orgánicos) con un número de oxidación de +1. Esto significa que en sus enlaces, Li-E, donde E viene a ser cualquier elemento, se asume la existencia del catión Li+ (sea iónico o covalente en realidad dicho enlace).

El número de oxidación -1 es poco probable para el litio, ya que tendría que enlazarse a un elemento mucho menos electronegativo que él; hecho que de por sí es difícil siendo este metal muy electropositivo.

Este número de oxidación negativo representaría una configuración electrónica 2s2 (por ganar un electrón), y sería además isoelectrónico al berilio. Ahora se asumiría la existencia del anión Li, y sus sales derivadas se llamarían lituros.

Debido a su gran potencial de oxidación, sus compuestos mayormente contienen al catión Li+, el cual por ser tan pequeño puede ejercer un efecto polarizante sobre aniones voluminosos para formar enlaces covalentes Li-E.

Propiedades

La flama carmesí de los compuestos de litio. Fuente: Antti T. Nissinen (https://www.flickr.com/photos/veisto/2128261964)

Apariencia física

Metal blanco plateado de textura suave, cuya superficie se torna grisácea al oxidarse o se oscurece cuando reacciona directamente con el nitrógeno del aire para formar su correspondiente nitruro. Es tan liviano que flota en agua o aceite.

Es tan suave que inclusive puede rebanarse utilizando un cuchillo, o incluso con las uñas de los dedos, lo cual no sería para nada recomendable.

Masa molar

6,941 g/mol.

Punto de fusión

180,50 °C.

Punto de ebullición

1330 °C.

Densidad

0,534 g/mL a 25 °C.

Solubilidad

Sí, flota en el agua, pero inmediatamente comienza a reaccionar con la misma. Es soluble en amoniaco, donde al disolverse se solvatan sus electrones para originar colores azules.

Presión de vapor

0,818 mm Hg a 727 °C; es decir, ni siquiera a altas temperaturas sus átomos apenas pueden escapar a la fase gaseosa.

Electronegatividad

0,98 en la escala de Pauling.

Energías de ionización

Primera: 520,2 kJ/mol

Segunda: 7298,1 kJ/mol

Tercera: 11815 kJ/mol

Estos valores corresponden a las energías necesarias para obtener los iones gaseosos Li+, Li2+ y Li3+, respectivamente.

Temperatura de autoignición

179 °C.

Tensión superficial

398 mN/m en su punto de fusión.

Viscosidad

En estado líquido es menos viscoso que el agua.

Calor de fusión

3,00 kJ/mol.

Calor de vaporización

136 kJ/mol.

Capacidad calorífica molar

24.860 J/mol·K. Este valor es extraordinariamente alto; el más alto de todos los elementos.

Dureza de Mohs

0,6

Isótopos

En la naturaleza, el litio se presenta en forma de dos isótopos: 6Li y 7Li. La masa atómica 6,941 u indica por sí sola cuál de los dos es el más abundante: el 7Li. Este último conforma cerca del 92,4% de todos los átomos de litio; mientras que el 6Li, alrededor del 7,6% de los mismos.

En los seres vivos el organismo prefiere al 7Li que el 6Li; sin embargo, en matrices mineralógicas el isótopo 6Li es mejor recibido y, por ende, su porcentaje de abundancia se incrementa por encima del 7,6%.

Reactividad

Aunque es menos reactivo que los demás metales alcalinos, sigue siendo un metal bastante activo, por lo que no puede estar expuesto a la atmósfera sin sufrir oxidaciones. Dependiendo de las condiciones (temperatura y presión), reacciona con todos los elementos gaseosos: hidrógeno, cloro, oxígeno, nitrógeno; y con sólidos como el fósforo y el azufre.

Nomenclatura

No hay otros nombres con qué llamar al metal litio. Respecto a sus compuestos, gran parte de ellos se nombran en función de las nomenclaturas sistemática, tradicional o stock. Su estado de oxidación de +1 es prácticamente invariable, por lo que en la nomenclatura stock no se escribe el (I) al final del nombre.

Ejemplos

Por ejemplo, considérese los compuestos Li2O y Li3N.

El Li2O recibe los siguientes nombres:

– Óxido de litio, según la nomenclatura stock

– Óxido lítico, según la nomenclatura tradicional

– Monóxido de dilitio, según la nomenclatura sistemática

Mientras que el Li3N se llama:

– Nitruro de litio, nomenclatura stock

– Nitruro lítico, nomenclatura tradicional

– Mononitruro de trilitio, nomenclatura sistemática

Papel biológico

Se desconoce hasta qué punto el litio pueda ser esencial o no para el organismos. Asimismo, los mecanismos por los cuales pudiera metabolizarse son inciertos y todavía sigue siendo objeto de estudios.

Por lo tanto, no se sabe qué efectos positivos puede tener una dieta “rica” en litio; aun cuando pueda hallarse en todos los tejidos del cuerpo; especialmente en los riñones.

Regulador de los niveles de seratonina

Sí se conoce el efecto farmacológico de ciertas sales de litio sobre el organismo, en especial en el cerebro o el sistema nervioso. Por ejemplo, regula los niveles de serotonina, molécula responsable de los aspectos químicos de la felicidad. Dicho esto, no es raro pensar que altera o modifica los estados de ánimo de los pacientes que las consumen.

Sin embargo, desaconsejan consumir litio junto a medicamentos que combaten la depresión, pues se corre el riesgo de elevar demasiado la serotonina.

No sólo ayuda a combatir la depresión, sino además desórdenes bipolares y esquizofrénicos, así como otros posibles desórdenes neurológicos.

Deficiencia

A modo de especulación, se sospecha que individuos con dietas pobres en litio son más propensos a la depresión o a cometer suicidio u homicidio. Sin embargo, formalmente los efectos de su deficiencia siguen siendo desconocidos.

Dónde se encuentra y producción

El litio no puede encontrarse en la corteza terrestre, ni mucho menos en los mares o la atmósfera, en estado puro, como metal blanco brillante. En lugar de ello, ha sufrido a lo largo de millones de años transformaciones que lo han posicionado como ion Li+ (principalmente) en determinados minerales y grupos de rocas.

Se estima que en la corteza terrestre su concentración oscile entre los 20 y 70 ppm (parte por millón), lo cual equivale aproximadamente a un 0,0004% de la misma. Mientras que en las aguas marinas, su concentración está en el orden de los 0,14 y 0,25 ppm; es decir, el litio abunda más en las piedras y minerales que en las salmueras o lechos marinos.

Minerales

Cuarzos de espodumeno, una de las fuentes naturales del litio. Fuente: Rob Lavinsky, iRocks.com – CC-BY-SA-3.0 [CC BY-SA 3.0 (https://creativecommons.org/licenses/by-sa/3.0)]

Los minerales donde se encuentra este metal son los siguientes:

– Espodumena, LiAl(SiO3)2

– Petalita, LiAlSi4O10

– Lepidolita, K(Li,Al,Rb)2(Al,Si)4O10(F,OH)2

Estos tres minerales tienen en común que son aluminosilicatos de litio. Existen otros minerales donde también puede extraerse el metal, como la ambligonita, elbaíta, tripilita, eucriptita, o arcillas de hectoritas. Sin embargo, el espodumena es el mineral del cual se produce la mayor cantidad de litio. Estos minerales conforman algunas rocas ígneas como el granito o la pegmatita.

Aguas marinas

En relación al mar se extrae de las salmueras como cloruro, hidróxido o carbonato de litio, LiCl, LiOH y Li2CO3, respectivamente. De igual modo puede obtenerse de lagos o lagunas, o en distintos depósitos de salmueras.

En total el litio se halla en el puesto 25 en abundancia de los elementos en la Tierra, lo cual se correlaciona bien con su baja concentración tanto en la tierra como en el agua, y por lo tanto se considera como un elemento relativamente raro.

Estrellas

El litio se halla en las estrellas jóvenes, en mayor abundancia que en las estrellas más viejas.

Para obtener o producir este metal en su estado puro se tienen dos opciones (ignorando los aspectos económicos o rentabilidad): extraerlo mediante acción minera o recolectarlo en las salmueras. La última es la fuente predominante en la producción del litio metálico.

Producción de litio metálico mediante electrólisis

De la salmuera se obtiene una mezcla fundida de LiCl, la cual puede someterse seguidamente a una electrólisis para separar la sal en sus componentes elementales:

LiCl(l)    →  Li(s)  + 1/2 Cl2(g)

Mientras que los minerales se digieren en medios ácidos para obtener sus iones Li+ luego de procesos de separación y purificación.

Chile se posiciona como el mayor productor de litio en el mundo, obteniéndolo del salar de Atacama. En el mismo continente, le sigue Argentina, país que extrae el LiCl del salar del Hombre Muerto y, por último, Bolivia. Ahora bien, Australia es el mayor productor de litio mediante la explotación del espodumena.

Reacciones

La reacción más conocida del litio es la que ocurre cuando entra en contacto con el agua:

2Li(s)    +    2H2O(l)    →    2LiOH(ac)    +    H2(g)

El LiOH es el hidróxido de litio y, como puede observarse, produce gas hidrógeno.

Reacciona con el oxígeno y el nitrógeno gaseosos para formar los siguientes productos:

4Li(s) + O2(g)  →  2Li2O(s)

2Li(s) + O2(g)  →  2Li2O2(s)

El Li2O es el óxido de litio, el cual tiende a formarse por encima del Li2O2, el peróxido.

 6Li(s)    +    N2(g)  →   2Li3N(s)

El litio es el único metal alcalino capaz de reaccionar con el nitrógeno y originar este nitruro. En todos esos compuestos puede asumirse la existencia del catión Li+ participando en enlaces iónicos con carácter covalente (o viceversa).

Asimismo, puede reaccionar directa y vigorosamente con los halógenos:

2Li(s)    +    F2(g)   →   LiF(s)

Reacciona también con los ácidos:

2Li(s)    +    2HCl(conc)    →    2LiCl(ac)    +    H2(g)

3Li(s)    +    4HNO3(dilute)    →    3LiNO3(ac)    +    NO(g)    +    2H2O(l)

Los compuestos LiF, LiCl y LiNO3 son el fluoruro, cloruro y nitrato de litio, respectivamente.

Y respecto a sus compuestos orgánicos, el más conocido es el butilo de litio:

2 Li + C4H9X → C4H9Li + LiX

Donde X es un átomo de halógeno y C4H9X es un halogenuro de alquilo.

Riesgos

Metal puro

El litio reacciona violentamente con el agua, pudiendo reaccionar con la humedad de la piel. Es por eso que si alguien lo manipulase con las manos desnudas sufriría quemaduras. Y si se halla granulado o en forma de polvo, se incendia a temperatura ambiente, por lo que representa riesgos de incendio.

Para manipular este metal debe contarse con guantes y lentes de seguridad, ya que el mínimo contacto con los ojos podría ocasionarles severas irritaciones.

Si se inhala los efectos pueden ser todavía peores, quemando las vías respiratorias y ocasionando edema pulmonar por la formación interna de LiOH, una sustancia caustica.

Este metal debe almacenarse sumergido en aceite, o en atmósferas secas y más inertes que el nitrógeno; por ejemplo, en argón, tal como se mostró en la primera imagen.

Compuestos

Los compuestos derivados del litio, en especial sus sales, como el carbonato o el citrato, son muchos más seguros. Eso siempre y cuando las personas que los ingieran respeten las indicaciones pautadas por sus médicos.

Algunos de los tantos efectos indeseables que puede generar en los pacientes son: diarrea, náuseas, fatiga, mareos, aturdimientos, temblores, micciones excesivas, sed y aumento de peso.

Los efectos pueden ser aún más graves en las mujeres embarazadas, afectando la salud del feto, o incrementando los defectos de nacimiento. Asimismo, no se recomienda su ingesta en madres lactantes, pues el litio puede pasar de la leche al bebé, y de allí desarrollar todo tipo de anomalías o efectos negativos.

Usos

Los usos más conocidos para este metal a nivel popular residen en el área de la medicina. No obstante, tiene aplicación en otras áreas, especialmente en el almacenamiento de energía mediante el uso de baterías.

Metalurgia

Las sales de litio, específicamente el Li2CO3, sirve como aditivo en procesos de fundición para distintos propósitos:

-Desgasifica

-Desulfuriza

-Refina los granos de los metales no ferrosos

-Incrementa la fluidez de las escorias de los moldes de colada

-Reduce la temperatura de fusión en las fundiciones de aluminio gracias a su alto calor específico.

Organometálica

Los compuestos de alquillitio se utilizan para alquilar (añadir cadenas laterales R) o arilar (añadir grupos aromáticos Ar) estructuras moleculares. Destacan por su buena solubilidad en solventes orgánicos y por no ser tan reactivos en los medio de reacción; por lo tanto, sirve como reactivos o catalizadores para múltiples síntesis orgánicas.

Lubricantes

El estearato de litio (producto de la reacción entre una grasa y el LiOH) se adiciona al petróleo para crear una mezcla lubricante.

Este lubricante de litio es resistente a las altas temperaturas, no se endurece cuando se enfría y es inerte ante el oxígeno y el agua. Por lo tanto, encuentra uso en aplicaciones militares, aeroespaciales, industriales, automovilísticas, etc.

Aditivo de cerámicas y vidrios

Los vidrios o cerámicas que son tratados con Li2O adquieren menores viscosidades cuando se funden y mayor resistencia a la expansión térmica. Por ejemplo, los utensilios de cocina están hechos de estos materiales y el vidrio Pyrex también cuenta con este compuesto en su composición.

Aleaciones

Por ser un metal tan liviano, de igual modo son sus aleaciones; entre ellas, las de aluminio-litio. Al agregarse como aditivo, no sólo les confiere menos peso, sino mayor resistencia a las altas temperaturas.

Refrigerante

Su alto calor específico lo hace ideal para ser usado como refrigerante en procesos donde se desprende mucho calor; por ejemplo, en los reactores nucleares. Esto se debe a que “cuesta” que suba su temperatura, y por lo tanto evita que el calor se irradie fácilmente al exterior.

Baterías

Y el uso más prometedor de todos es en el mercado de las baterías de iones de litio. Estas aprovechan la facilidad con la que el litio se oxida a Li+ para utilizar el electrón liberado y activar un circuito externo. Así, los electrodos o son de litio metálico, o de aleaciones del mismo, donde los Li+ pueden intercalarse y viajan a través del material electrolítico.

Como curiosidad final, el grupo musical Evanescense, dedicó una canción con el título «Lithium» a este mineral.

Referencias

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  2. Lawrence Livermore National Laboratory. (23 de junio de 2017). Peering at the crystal structure of lithium. Recuperado de: phys.org
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  6. Eric Eason. (30 de noviembre de 2010). World Lithium Supply. Recuperado de: large.stanford.edu
  7. Wietelmann, U., & Klett, J. (2018). 200 Years of Lithium and 100 Years of Organolithium Chemistry. Zeitschrift fur anorganische und allgemeine Chemie, 644(4), 194–204. doi:10.1002/zaac.201700394

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