Litio

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Litio
   

3		 Li
 
               
               
                                   
                                   
                                                               
                                                               
                   
elio ← litio → berillio
Aspetto
Aspetto dell'elemento
Generalità
Nome, simbolo, numero atomico litio, Li, 3
Serie metalli alcalini
Gruppo, periodo, blocco 1 (IA), 2, s
Densità 535 kg/m³
Durezza 0,6
Configurazione elettronica
Configurazione elettronica
Proprietà atomiche
Peso atomico 6,941
Raggio atomico (calc.) 145 pm
Raggio covalente 134 pm
Raggio di van der Waals 182 pm
Configurazione elettronica [He]2s1
e− per livello energetico 2, 1
Stati di ossidazione 1 (base forte)
Struttura cristallina cubica a corpo centrato
Proprietà fisiche
Stato della materia solido (non magnetico)
Punto di fusione 453,69 K (180,54 °C)
Punto di ebollizione 1 615 K (1 342 °C)
Punto critico 2949,85 °C a 67 MPa
Entalpia di vaporizzazione 145,92 kJ/mol
Calore di fusione 3 kJ/mol
Tensione di vapore 1,63 × 10−8  Pa a 453,7 K
Velocità del suono 6 000 m/s a 293,15 K
Altre proprietà
Numero CAS 7439-93-2
Elettronegatività 0,98 (Scala di Pauling)
Calore specifico 3582 J/(kg·K)
Conducibilità elettrica 10,8 × 106  /m·Ω
Conducibilità termica 84,7 W/(m·K)
Energia di prima ionizzazione 520,23 kJ/mol
Energia di seconda ionizzazione 7 298,22 kJ/mol
Energia di terza ionizzazione 11 815,13 kJ/mol
Isotopi più stabili
Per approfondire vedi la voce Isotopi del litio.
iso NA TD DM DE DP
6Li 7,5% È stabile con 3 neutroni
7Li 92,5% È stabile con 4 neutroni
8Li sintetico 836 ms β−, β− + 2α 16,004 8Be
iso: isotopo
NA: abbondanza in natura
TD: tempo di dimezzamento
DM: modalità di decadimento
DE: energia di decadimento in MeV
DP: prodotto del decadimento

Il litio (dal greco lithos, ovvero "pietra") è uno dei principali elementi chimici della tavola periodica indicato dal simbolo Li e con numero atomico 3. Appartiene al primo gruppo (metalli alcalini). Il litio, nella sua forma pura, è un metallo soffice color argento, che si ossida rapidamente a contatto con l'aria o l'acqua. È il più leggero degli elementi solidi ed è usato principalmente nelle leghe conduttrici di calore, nelle batterie e come componente in alcuni medicinali (farmaci antipsicotici) per la stabilizzazione del tono dell'umore.

Caratteristiche[modifica | modifica wikitesto]

Saggio alla fiamma di un campione di litio.

Il litio è il più leggero dei metalli, con una densità (0,535 g/cm³) pari a circa metà di quella dell'acqua. Come tutti i metalli alcalini, il litio reagisce facilmente con l'acqua e in natura non si trova allo stato metallico, a causa della sua notevole reattività. Ciononostante è meno reattivo del sodio, a dispetto della similitudine chimica, e per la relazione diagonale con il magnesio condivide con quest'ultimo elemento molte proprietà. Se riscaldato, produce una fiamma color cremisi, ma quando brucia intensamente, la fiamma diventa bianco brillante. È un elemento univalente.

Dilitio[modifica | modifica wikitesto]

Il dilitio Li2 è una molecola biatomica formata da due atomi di litio uniti da un legame covalente. Il dilitio è conosciuto in forma gassosa, ha ordine di legame di 1, con una separazione tra i due nuclei di circa 267,3 pm e un'energia di legame di 101 kJ/mol.[1] Il litio può formare inoltre dei cluster molecolari, come ad esempio nelle molecole di Li6.

Isotopi[modifica | modifica wikitesto]

Exquisite-kfind.png Lo stesso argomento in dettaglio: Isotopi del litio.

Il litio rintracciabile in natura è composto da due isotopi stabili 6Li e 7Li, con quest'ultimo che ammonta al 92,5% del totale. Sono stati ottenuti sette radioisotopi, dei quali i più stabili sono il 8Li con un tempo di dimezzamento di 838 ms e il 9Li con 178,3 ms. I radioisotopi rimanenti hanno tempi di dimezzamento inferiori agli 8,5 ms o sconosciuti.

7Li è uno degli elementi primordiali (prodotto nella nucleosintesi del Big Bang). Gli isotopi di litio si frazionano durante un'ampia gamma di processi naturali, che includono: la formazione di minerali (precipitazione chimica), metabolismo, scambio ionico. Inoltre, gli ioni litio sostituiscono il magnesio e il ferro in siti ottaedrici di minerali argillosi, dove il 6Li e il 7Li portano ad un arricchimento dell'isotopo leggero nei processi di iperfiltrazione e alterazione delle rocce.

Una piccola quantità di entrambi, 6Li e 7Li, è prodotta nelle stelle, ma si pensa che vengano consumati/bruciati tanto velocemente quanto più rapidamente si formano. Altre piccole quantità di litio sia 6Li che 7Li possono essere generate dal vento solare, dai raggi cosmici che colpiscono gli atomi più pesanti e dal decadimento di 7Be e 10Be.

Storia e produzione[modifica | modifica wikitesto]

Johan August Arfwedson

Nel 1800, in una miniera sull'isola di Uto in Svezia, fu scoperto dal chimico e statista brasiliano José Bonifácio de Andrada e Silva un minerale chiamato petalite (LiAlSi4O10). Inizialmente non si sapeva che tale minerale contenesse litio. Nel 1817 Johan August Arfwedson, mentre lavorava nel laboratorio del chimico Jöns Jakob Berzelius, analizzando attentamente un campione di tale minerale rilevò la presenza di un nuovo elemento che formava composti simili a quelli del sodio e del potassio, sebbene il suo carbonato e il suo idrossido fossero meno solubili in acqua e più alcalini. Berzelius diede a tale elemento il nome di lithion, dalla parola greca λιθoς (traslitterato come lithos, che significa "pietra"), per evidenziare il fatto che era stato scoperto all'interno di un minerale al contrario del potassio, che era stato scoperto in ceneri vegetali, e del sodio, del quale era nota la sua abbondanza nel sangue animale.

In seguito Arfwedson dimostrò che questo stesso elemento era presente nei minerali spodumene e lepidolite. Nel 1818, Christian Gmelin fu il primo ad osservare che i sali di litio danno un colore rosso acceso al fuoco (saggio alla fiamma). Tuttavia, sia Arfwedson e Gmelin provarono a lungo e invano ad isolare l'elemento puro dai suoi sali. Nel 1821 William Thomas Brande isolò il litio ottenendolo per elettrolisi dall'ossido di litio, un processo che era stato precedentemente impiegato dal chimico Sir Humphry Davy per isolare i metalli alcalini potassio e sodio. Brande descrisse anche alcuni sali puri di litio, quali cloruro, e, stimando che il lithia (ossido di litio) conteneva circa il 55% metallo, ha stimato il peso atomico del litio intorno a 9,8 (il valore attualmente riconosciuto è ~6,94). Nel 1855, grandi quantità di litio sono state prodotte attraverso l'elettrolisi di cloruro di litio da Robert Bunsen e Augustus Matthiessen. La scoperta di questa procedura portò inevitabilmente alla produzione commerciale del litio, a partire dal 1923, dalla società tedesca Metallgesellschaft AG, che eseguiva l'elettrolisi di una miscela liquida di cloruro di litio e cloruro di potassio per isolare l'elemento allo stato puro.

La produzione e l'uso di litio hanno subito diversi cambiamenti drastici nella storia. La prima grande applicazione del litio è la produzione di lubrificanti e saponi per motori aeronautici o simili nella seconda guerra mondiale e subito dopo. Questo uso è stato confermato dal fatto che i saponi al litio hanno un punto di fusione superiore ad altri saponi alcalini e sono meno corrosivi dei saponi a base di calcio. Il piccolo mercato di saponi di litio e grassi lubrificanti basati su di essi è stato sostenuto da diverse operazioni condotte in piccole miniere disseminate per lo più negli Stati Uniti.

La domanda di litio aumentò notevolemente durante la guerra fredda, con la produzione di armi di fusione nucleare. Sia il litio-6 sia il litio-7 producevano trizio quando venivano bombardati con neutroni e sono pertanto utili per la produzione di trizio a sé, nonché una forma di combustibile solido usato all'interno bombe all'idrogeno in forma di deuteruro di litio. Gli Stati Uniti sono diventati il primo produttore di litio al mondo nel periodo compreso tra la fine degli anni cinquanta e la metà degli anni ottanta. Alla fine, le scorte di litio erano di circa 42 000 t di idrossido di litio. Il litio è stato accumulato impoverito in litio-6 del 75%, che è stato sufficiente a influenzare il peso atomico misurato di litio in molte sostanze chimiche standard e anche il peso atomico di litio in alcune "fonti naturali" agli ioni di litio, che erano stati "contaminati" di sali di litio scaricati dagli impianti di separazione degli isotopi che avevano trovato la sua strada in acque sotterranee.

Miniera di litio a Clayton Valley (Nevada).

Il litio è stato utilizzato per diminuire la temperatura di fusione del vetro e per migliorare il comportamento alla fusione di ossido di alluminio quando si utilizza il processo Hall-Héroult. Questi due usi hanno dominato il mercato fino alla metà degli anni novanta. Dopo la fine della corsa agli armamenti la domanda di litio è diminuita e la vendita di scorte sul mercato da parte del Dipartimento di Energia statunitense ha visto un dimezzamento dei prezzi. Ma a metà degli anni '90, diverse aziende hanno iniziato a estrarre litio dalle soluzioni, un metodo che si è rivelato meno costoso e più rapido delle miniere sotterranee o anche a cielo aperto. La maggior parte delle miniere sono state chiuse o hanno spostato l'attenzione sull'estrazione di altri materiali. Ad esempio, le principali miniere degli gli Stati Uniti vicino a Kings Mountain, Carolina del Nord, furono chiuse prima della fine del XX secolo.

L'utilizzo di batterie agli ioni di litio ha aumentato la domanda di litio ed è diventato l'uso dominante a partire dal 2007. Con l'aumento della domanda di litio nelle batterie del 2000, nuove società hanno ampliato gli sforzi di estrazione salina per soddisfare la crescente domanda internazionale.

Attualmente il litio è prodotto per elettrolisi da una miscela di cloruro di litio e cloruro di potassio fusi (i rispettivi punti di fusione sono 600 °C e circa 350 °C). Per questo processo si sfruttano delle celle in acciaio rivestito da materiale refrattario (cioè resistente alle alte temperature), con un anodo in grafite — dove si deposita il cloro — e un catodo in acciaio, dove si accumula il litio fuso.

Il costo di questo metallo nel 1997 era di circa 136 $/kg.

Applicazioni[modifica | modifica wikitesto]

     Ceramiche e vetro (29%)

     Batterie (27%)

     Grassi lubrificanti (12%)

     Colata di litio (5%)

     Purificazione dell'aria (4%)

     Polimeri (3%)

     Produzione di alluminio (2%)

     Farmaci (2%)

     Altri usi (16%)

[2]

Ceramiche e vetro[modifica | modifica wikitesto]

L'ossido di litio (Li2O) è un fondente ampiamente utilizzato per il trattamento di silice, in grado di ridurre il punto di fusione e la viscosità del materiale e di portare gli smalti a migliorate proprietà fisiche come bassi coefficienti di dilatazione termica.[3] Gli ossidi di litio sono una componente di stoviglie. In tutto il mondo, questo è l'uso più ampio di composti di litio,[2] come il carbonato di litio (Li2CO3) è generalmente utilizzato in questa applicazione: riscaldandolo si converte in ossido.[4]

Elettronica[modifica | modifica wikitesto]

Negli ultimi anni del XX secolo, a causa del suo elevato potenziale di elettrodo, il litio divenne una componente importante dell'elettrolita e uno degli elettrodi nelle batterie. A causa della sua bassa massa atomica, ha un carica elevata ed un rapporto potenza-peso alto. Una tipica batteria agli ioni di litio è in grado di generare circa 3 V per cella, contro i 2,1 V della batteria al piombo o gli 1,5 V per celle zinco-carbone. Le batterie a ioni litio, ricaricabili e con un'alta densità di energia, non devono essere confuse con le batterie al litio, che sono usa e getta (pile primarie) con litio o suoi composti come anodo.[5][6] Altri batterie ricaricabili che utilizzano litio includono la batteria di polimeri di ioni litio, la batteria al fosfato di litio ferroso e la batteria a nanofili.

A causa del suo calore specifico (il più alto tra i solidi), il litio è usato in applicazioni per il trasferimento di calore. Grazie al suo alto potenziale elettrochimico il litio è inoltre un importante materiale anodico delle batterie agli ioni di litio nelle quali in genere compare sotto forma di sale, come il carbonato di litio (Li2CO3) e il perclorato di litio (LiClO4).

Grassi lubrificanti[modifica | modifica wikitesto]

Riguardano il terzo maggiore impiego del litio su vasta scala. L'idrossido di litio (LiOH) è una base forte e, riscaldata insieme ad un grasso, produce un sapone di stearato di litio. Questo sapone viene impiegato come addensante per oli e come lubrificante generico ad alte temperature.[7][8][9]

Metallurgia[modifica | modifica wikitesto]

Quando viene utilizzato come un fondente per saldatura o brasatura, il litio metallico promuove la fusione dei metalli durante il processo ed elimina la formazione di ossidi assorbendo le impurità. La sua qualità di fusione è importante anche come un flusso per la produzione di ceramiche, smalti e vetro. Le leghe di metallo con alluminio, cadmio, rame e manganese sono usate come componenti di aeromobili ad alte prestazioni (vedi anche le leghe litio-alluminio).[10]

Applicazioni in campo militare[modifica | modifica wikitesto]

In campo bellico[modifica | modifica wikitesto]

Il litio metallico e i suoi idruri complessi, come Li [AlH4], sono utilizzati come additivi ad alta energia per i propellenti dei razzi. L'idruro di alluminio-litio può essere utilizzato anche da solo in veste di combustibile solido.[11]

Il sistema di propulsione ad energia chimica immagazzinata Mark 50 Torpedo (SCEPS) utilizza un piccolo serbatoio di gas esafluoruro di zolfo, che viene spruzzato su un blocco di litio solido. La reazione genera calore, a sua volta usato per generare vapore. Il vapore spinge il siluro in un ciclo Rankine chiuso.[12]

L'idruro di litio contenente litio-6 è usato nelle bombe all'idrogeno. Nella bomba è collocato intorno al centro (core) di una bomba nucleare.[13]

Nucleare[modifica | modifica wikitesto]

Deuteruro di litio usato nella bomba del test Castle Bravo.

Il litio-6 è valutato come materiale di base per la produzione di trizio e come assorbitore di neutroni durante un processo di fusione nucleare. Il litio naturale contiene circa il 7,5% di litio-6 di cui grandi quantità sono state prodotte dalla separazione isotopica per l'uso di armi nucleari.[14] L'isotopo litio-7 ha guadagnato interesse per l'uso nei refrigeranti dei reattori nucleari.[15] Un uso per la produzione di trizio in futuro si potrebbe avere nell'impianto sperimentale DEMO.[16]

Il deuteruro di litio era il carburante fusione di scelta nelle prime versioni della bomba all'idrogeno. Quando bombardati da neutroni, sia 6Li che 7Li producono trizio (questa reazione, che non era del tutto chiara quando le bombe all'idrogeno sono state analizzate, è stato responsabile della resa di instabilità del test nucleare Castle Bravo). Il trizio fonde con il deuterio in una reazione di fusione che è relativamente facile da realizzare. Anche se i dettagli rimangono segreti, il deuteruro di litio-6 evidentemente gioca ancora un ruolo decisivo nelle armi nucleari moderne, come materiale di fusione soprattutto.[17]

Il fluoruro di litio (LiF), quando altamente arricchito con isotopo 7 di litio, costituisce la base costituente della miscela del sale fluoruro LiF-BeF2 utilizzato nei reattori nucleari a fluoruro liquido. Il fluoruro di litio è eccezionalmente stabile e le miscele di LiF-BeF2 hanno un basso punto di fusione. Inoltre, 7Li, Be, e F sono tra i pochi nuclidi in grado di non inquinare le reazioni di fissione all'interno di un reattore a fissione nucleare.[18]

In impianti di fusione nucleare concettualizzati, il litio sarà utilizzato per produrre trizio nei reattori confinati magneticamente con deuterio e trizio come combustibile. In natura il trizio è estremamente raro e deve essere prodotto sinteticamente circondando il plasma reagente con un 'coperta' contenente litio dove i neutroni provenienti dalla reazione deuterio-trizio nel plasma fissino il litio per produrre più trizio:

6Li + n → 4He + 3T

Il litio è usato anche come fonte di particelle alfa, o nuclei di elio. Quando il 7Li è bombardato da protoni accelerati si forma 8Be, che subisce fissione e va a formare due particelle alfa, cioè due nuclei di elio. Questa impresa, denominata "scissione dell'atomo", al momento è stata la prima reazione nucleare pienamente gestita dall'uomo. È stato ideata e condotta per la prima volta da Cockroft e Walton nel 1932.[19][20] A dire il vero, alcune reazioni nucleari e la trasmutazione nucleare direttamente controllata dagli esseri umani erano già state compiute nel 1917, ma utilizzando il bombardamento radioattivo naturale con particelle alfa.

Nel 2013 il Government Accountability Office ha detto che il litio-7 è fondamentale per il funzionamento di 65 reattori nucleari statunitensi su 100 tuttavia «sottopone la loro capacità di continuare a fornire energia elettrica a qualche rischio». Il problema deriva dal decadimento di infrastrutture nucleari degli Stati Uniti. Questi spensero la maggior parte dei propri impianti nel 1963, a causa di un surplus enorme. Il rapporto disse che ci sarebbero voluti cinque anni e tra i 10 e il 12 milioni di dollari per completare il processo di disattivazione di tali strutture.[21]

I reattori usano il litio per contrastare gli effetti corrosivi dell'acido borico, che viene aggiunto all'acqua per assorbire i neutroni in eccesso.[21]

Medicina[modifica | modifica wikitesto]

Il litio è particolarmente utile per la cura del disturbo bipolare dell'umore, specialmente sotto forma di carbonato di litio o il citrato di litio.[22] Essendo in grado di stabilizzare l'umore del soggetto, questi composti hanno impiego nella prevenzione della fase maniacale del disturbo, tanto da divenire il farmaco d'elezione nella cura del disturbo bipolare di tipo I. [22] Ad ogni modo, il litio presenta anche delle controindicazioni, dovute alla tossicità dei sali in base al grado di concentrazione nel sangue. Devono quindi essere somministrati sotto attenta prescrizione medica specialistica. Si ritiene inoltre che possa contribuire all'insorgere della anomalia cardiaca di Ebstein nei bambini nati da donne che assumono litio durante il primo trimestre delle gravidanza (ulteriori complicazioni si hanno se l'assunzione di litio è prolungata nel tempo).[23]

Secondo alcune ricerche recenti, il litio potrebbe essere efficace nel trattare le cefalee a grappolo.[24]

Purificazione dell'aria[modifica | modifica wikitesto]

Il cloruro di litio (LiCl) e il bromuro di litio (LiBr) sono igroscopici e sono utilizzati come disidratanti per i flussi di gas. L'idrossido di litio (LiOH, base forte) e il perossido di litio sono i sali più utilizzati in spazi confinati, come ad esempio a bordo di veicoli spaziali e sottomarini, per la rimozione di anidride carbonica e la purificazione dell'aria. L'idrossido di litio assorbe anidride carbonica dall'aria formando carbonato di litio ed è preferito rispetto ad altri idrossidi alcalini per il suo peso ridotto.

Il perossido di litio (Li2O2) in presenza di umidità non solo reagisce con l'anidride carbonica per formare carbonato di litio (Li2CO3), ma rilascia anche ossigeno. La reazione è la seguente:

2 Li2O2 + 2 CO2 → 2 Li2CO3 + O2.

Alcuni dei composti sopra citati, così come il perclorato di litio, sono utilizzati in candele ad ossigeno che riforniscono sottomarini di ossigeno. Queste possono includere anche piccole quantità di boro, magnesio, alluminio, silicio, titanio, manganese e ferro.

Ottica[modifica | modifica wikitesto]

Il fluoruro di litio, artificialmente coltivato come cristallo, è chiaro e trasparente e spesso utilizzato in ottica specializzati per applicazioni (UV vuoto) VUV IR e UV. Esso ha uno dei più bassi indici di rifrazione e la portata di trasmissione più lontana nel profondo UV di materiali più comuni.[25] Finemente divisa, la polvere di fluoruro di litio è stata usata per i dosimetri a termoluminescenza (DTL in italiano, TDL in inglese che sta per thermoluminescent radiation dosimetry). Quando un campione di tale composto viene esposto alle radiazioni, si accumula sotto forma di difetti di cristallo che, se riscaldati, si risolvono tramite un rilascio di luce bluastra la cui intensità è proporzionale alla dose assorbita, permettendo così di quantificare quest'ultima.[26] Il fluoruro di litio è usato a volte nelle lenti focali dei telescopi.[7]

L'elevata non-linearità del niobato di litio lo rende utile in applicazioni ottiche. È ampiamente utilizzato in prodotti di telecomunicazione come telefoni cellulari e modulatori ottici, per tali componenti come i cristalli di risonanza. Il litio viene dunque adoperato in oltre il 60% dei telefoni cellulari attualmente in circolazione.[27]

Chimica organica e chimica dei polimeri[modifica | modifica wikitesto]

I composti dell'organo-litio sono ampiamente utilizzati nella produzione di polimeri e di prodotti chimici raffinati. Nel settore dei polimeri, che è il consumatore dominante di questi reagenti, i composti alchili di litio sono catalizzatori/iniziatori[28] nella polimerizzazione anionica di alcheni non-funzionali.[29][30][31] Per la produzione di prodotti dei prodotti chimici raffinati, i composti dell'organo-litio funzionano da basi forti e come reagenti per la formazione di legami carbonio-carbonio e vengono preparati dal litio metallico e da alogenuri alchili.[32]

Molti altri composti di litio sono usati come reagenti per preparare i composti organici. Alcuni composti popolari includono l'idruro di litio alluminio (LiAlH4) e l'N-butillitio (C4H9Li), comunemente usati come basi estremamente forti chiamate superbasi.

Altri usi[modifica | modifica wikitesto]

  • I composti del litio sono adoperati come coloranti pirotecnici e quindi usati per i fuochi d'artificio.[33]
  • L'idruro di litio può essere usato come accumulatore termico nelle batterie a fissione spontanea per applicazioni su cuore artificiale.

Disponibilità[modifica | modifica wikitesto]

Astronomico[modifica | modifica wikitesto]

Secondo la teoria cosmologica moderna il litio — sotto forma dei suoi due isotopi più stabili litio-6 e litio-7 — era fra i 3 elementi sintetizzati nel Big Bang.[34] Sebbene la quantità di litio prodotta dalla nucleosintesi del Big Bang dipenda dal numero di fotoni per barione, è possibile calcolare con una buona approssimazione l'abbondanza di tale elemento nell'universo. Sorprendentemente ci si rende conto che vi è una sorta di "discrepanza cosmologica" riguardo al litio: stelle più vecchie sembrano avere meno litio di quanto dovrebbero averne mentre le stelle più giovani ne presentano quantità superiori rispetto a quanto ci si aspetterebbe da loro. La mancanza di litio nelle stelle più anziane è apparentemente causata dal "mescolamento" continuo del litio nel nucleo stellare, dove alla fine viene distrutto (cioè trasformato in altro).[35] Come già anticipato, inoltre, le stelle di generazione recente hanno livelli di litio più alti del normale, sebbene questo eccesso si tramuti facilmente in due atomi di elio a causa della collisione con un protone a temperature superiori ai 2,4 milioni di gradi Celsius, temperatura tipica dei nuclei stellari. Ad oggi non sono state ancora ben chiarite le cause di questo anomalo aumento di litio.[36]

Nonostante sia stato il terzo elemento (insieme a idrogeno ed elio) ad essere stato sintetizzato nel Big Bang, il litio, come anche il berillio e il boro, è nettamente meno abbondante rispetto agli altri elementi in posizioni vicine. Ciò si spiega considerando che bastano temperature relativamente basse per distruggere gli atomi di litio e mancano processi comuni in grado di riprodurlo.[37]

Il litio si trova anche in alcune nane brune e in stelle arancioni anomale. Poiché il litio è presente nelle più fredde e meno massicce nane brune ma è distrutto nelle più calde nane rosse, la sua presenza negli spettri delle stelle può essere utilizzata nel lithium test ("test al litio") per differenziare i due tipi di stella, in quanto entrambi più piccoli del Sole.[36][38][39] Le stelle arancioni talvolta hanno un'elevata concentrazione di litio (come Centaurus X-4). Questo genere di stelle spesso orbita nei pressi di un corpo celeste con un intenso campo gravitazionale (stella di neutroni o buco nero) in grado di attirare in superficie il litio più pesante, permettendo agli astronomi di osservarne di più e di ottenere spettri diversi.[36]

Terrestre[modifica | modifica wikitesto]

Produzione di litio in miniera (2011) e riserve (in tonnellate)[40]
Nazione Produzione Riserve
Argentina Argentina 3 200 850 000
Australia Australia 9 260 970 000
Brasile Brasile 160 64 000
Canada Canada (2010) 480 180 000
Cile Cile 12 600 7 500 000
Cina Cina 5 200 3 500 000
Portogallo Portogallo 820 10 000
Zimbabwe Zimbabwe 470 23 000
Nel mondo 34 000 13 000 000

Il litio è il 25º elemento più abbondante nella crosta terrestre, con una concentrazione di 20 mg per kg di crosta.[41] Sebbene tale elemento sia largamente disponibile, non si trova in natura allo stato metallico: a causa della sua reattività, infatti, si presenta sempre legato ad altri elementi o composti.[42] È presente in minima parte in quasi tutte le rocce ignee (specialmente il granito) ed anche in molte salamoie naturali.

Il contenuto totale di litio nell'acqua di mare è molto grande ed è stimato intorno ai 230 miliardi di tonnellate, con una concentrazione relativamente costante di 0,14-0,25 ppm.[43][44] Le concentrazioni più alte si avvicinano 7 ppm e si trovano nei pressi di sorgenti idrotermali.[44][45]

I minerali più ricchi di litio sono spodumene e petalite, le fonti più valide dal punto vista commerciale e la cui lavorazione è cominciata a seguito della Seconda guerra mondiale. Un altro minerale significativo di litio è la lepidolite,[46] mentre più recentemente l'argilla hectorite[47] e l'ambligonite sono state riconosciute come risorse di litio altrettanto importanti.

La maggior parte delle riserve disponibili di litio e commercialmente sfruttabili si trova in Bolivia nella zona di Salar de Uyuni, con i suoi 5,4 milioni di tonnellate di litio. Lo US Geological Survey ha stimato, nel 2010, che il Cile ha riserve di gran lunga più elevate (circa 7,5 milioni di tonnellate) con una produzione annuale di circa 8 800 tonnellate.[48] Altri fornitori principali a livello mondiale sono l'Australia, l'Argentina e la Cina.[40][49]

Biologico[modifica | modifica wikitesto]

Il litio si trova in tracce in numerose piante, plancton ed invertebrati, a concentrazioni da 69 a 5 760 ppb. Nei vertebrati la concentrazione è leggermente inferiore e quasi tutti i vertebrati hanno una concentrazione di litio tra le 21 e le 763 ppb nei tessuti e nei liquidi corporei. Gli organismi marini tendono al bioaccumulo di litio più di quelli terrestri.[50] Non è noto se il litio abbia un ruolo fisiologico in uno qualsiasi di questi organismi,[44] ma studi nutrizionali nei mammiferi hanno indicato la sua importanza per la salute, che porta a suggerire che debba essere classificato come un elemento essenziale di una RDA di 1 mg/giorno.[51] Studi condotti in Giappone, riportati nel 2011, hanno suggerito che il litio naturalmente presente in acque potabili può aumentare la durata della vita umana.[52]

Precauzioni[modifica | modifica wikitesto]

Simboli di rischio chimico
facilmente infiammabile corrosivo
pericolo
frasi H 260 - 314 - EUH014 [53]
frasi R R 14/15-34
consigli P 223 - 231+232 - 280 - 305+351+338 - 370+378 - 422 [54][55]
frasi S S 1/2-8-43-45
Le sostanze chimiche
vanno manipolate con cautela
Avvertenze

Come gli altri metalli alcalini, il litio nella sua forma pura è altamente infiammabile e leggermente esplosivo se esposto all'aria e soprattutto all'acqua, con la quale reagisce in maniera violenta (produzione di idrogeno).

Questo metallo è anche corrosivo e deve essere maneggiato evitando il contatto con la pelle.

Per quanto riguarda lo stoccaggio, deve essere conservato immerso in idrocarburi liquidi, come la nafta.

Il litio è considerato leggermente tossico; lo ione litio è coinvolto negli equilibri elettrochimici delle cellule del sistema nervoso e viene spesso prescritto come farmaco nelle terapie per il trattamento di sindromi maniaco-depressive. L'intossicazione da sali di litio, più grave e frequente nei pazienti con compromissione della funzione renale, si tratta efficacemente con infusione di cloruro di sodio, urea ed acetazolamide o, in alternativa, con l'emodialisi.

Note[modifica | modifica wikitesto]

  1. ^ (EN) Mark J. Winter, Chemical Bonding, Oxford University Press, 1994, ISBN 0-19-855694-2.
  2. ^ a b USGS, Lithium (PDF), 2011. URL consultato il 3 novembre 2012.
  3. ^ (EN) Worldwide demand by sector (PDF), fmclithium.com.
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Bibliografia[modifica | modifica wikitesto]

Voci correlate[modifica | modifica wikitesto]

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Collegamenti esterni[modifica | modifica wikitesto]


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Tavola periodica degli elementi
H                                                             He
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