Lithium

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Lithium
HéliumLithiumBéryllium
H
  Structure cristalline cubique à corps centré
 
3
Li
 
               
               
                                   
                                   
                                                               
                                                               
                                                               
                                   
Li
Na
Tableau completTableau étendu
Informations générales
Nom, symbole, numéro Lithium, Li, 3
Série chimique Métal alcalin
Groupe, période, bloc 1, 2, s
Masse volumique 0,534 g·cm-3 (20 °C)[1]
Dureté 0,6
Couleur Blanc argenté / gris
No CAS 7439-93-2
No EINECS 231-102-5
Propriétés atomiques
Masse atomique 6,941 ± 0,002 u [1]
Rayon atomique (calc) 145 pm (167 pm)
Rayon de covalence 1,28 ± 0,07 Å [2]
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
Point de fusion 180,5 °C [1]
Point d’ébullition 1 342 °C [1]
Énergie de fusion 3 kJ·mol-1
Énergie de vaporisation 145,92 kJ·mol-1
Température critique 3 223 °C [3]
Pression critique 68,9 MPa [3]
Volume critique 66 cm3·mol-1 [3]
Volume molaire 13,02×10-6 m3·mol-1
Pression de vapeur 1,63×10-8 Pa
à 180,54 °C
Vitesse du son 6 000 m·s-1 à 20 °C
Divers
Électronégativité (Pauling) 0,98
Chaleur massique 3 582 J·kg-1·K-1
Conductivité électrique 10,8×106 S·m-1
Conductivité thermique 84,7 W·m-1·K-1
Énergies d’ionisation[4]
1re : 5,391719 eV 2e : 75,6400 eV
3e : 122,45429 eV
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
Directive 67/548/EEC[5],[6]
Corrosif
C
Facilement inflammable
F



Transport[5]
X423
   1415   
SIMDUT[7]
B6 : Matière réactive inflammableE : Matière corrosive
B6, E,
SGH[8],[6]
SGH02 : InflammableSGH05 : Corrosif
Danger
H260, H314, EUH014, P223, P231, P232, P280, P305, P338, P351, P370, P378, P422,
Unités du SI & CNTP, sauf indication contraire.

Le lithium est un métal et un élément chimique de symbole Li et de numéro atomique Z=3. Dans le tableau périodique des éléments, il est situé dans le groupe 1, parmi les métaux alcalins. Comme tous les métaux alcalins, le lithium métallique réagit facilement avec l'air et avec l'eau. Il est pour cette raison conservé dans de l'huile minérale pour le préserver de l'air. Le lithium pur est un métal mou, de couleur gris argenté, qui se ternit et s'oxyde très rapidement au contact de l'air et de l'eau, prenant une teinte gris foncée virant rapidement à l'anthracite et au noir. C'est l'élément solide le plus léger. En 2012, il a été utilisé à 30% pour réaliser des verres et des céramiques, à 22% pour les piles au lithium et des batteries au lithium, à 11% pour les graisses lubrifiantes et à des taux moindre pour les matériaux comme la métallurgie, la chimie fine (pharmacie)[9].

En raison de sa très grande réactivité chimique, le lithium n'existe pas à l'état natif dans le milieu naturel. Il n'y est présent que dans des composés ioniques. On l'extrait de minéraux de type pegmatite, ainsi que d'argiles et de saumures. L'élément chimique est utilisé le plus souvent directement à partir des concentrés miniers. Pour l'avoir industriellement à l'état métallique, la technique de l'électrolyse en sel fondu (55 % LiCl, 45 % KCl, à 400 °C. Les réserves mondiales de lithium étaient estimées à 13 millions de tonnes fin 2010[10], dont 58 % en Bolivie et 27 % en Chine. La production mondiale, quant à elle, s'est élevée à 25 300 tonnes en 2010, hors États-Unis (dont les données ne sont pas rendues publiques par l'USGS), assurée essentiellement par le Chili (35 %), l'Australie (34 %), la Chine (18 %) et l'Argentine (11,5 %).

Les noyaux des deux isotopes stables du lithium comptent parmi les noyaux atomiques ayant l'énergie de liaison par nucléon la plus faible de tous les isotopes stables, ce qui signifie que ces noyaux sont en fait assez peu stables comparés à ceux des autres éléments légers. C'est pourquoi ils peuvent être utilisés dans des réactions de fission nucléaire comme de fusion nucléaire. C'est également la raison pour laquelle le lithium est moins abondant dans le Système solaire que 25 des 32 éléments chimiques les plus légers[11]. Le lithium joue par conséquent un rôle important en physique nucléaire. La transmutation d'atomes de lithium en tritium a été la première réaction de fusion nucléaire artificielle, et le deutérure de lithium est le combustible de la bombe H.

Le lithium est présent à l'état de traces dans les océans et chez tous les êtres vivants. Il ne semble pas avoir de rôle biologique notable car les animaux et les végétaux peuvent vivre en bonne santé dans un milieu dépourvu de lithium. Les éventuelles fonctions non vitales du lithium n'ont pas non plus été élucidées, cependant l'administration d'ions Li+ sous forme de sels de lithium s'est révélée efficace comme thymorégulateur, notamment en cas de trouble bipolaire.

Histoire[modifier | modifier le code]

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, commune de Haninge 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 parvinrent 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.

Propriétés[modifier | modifier le code]

Le lithium est le métal ayant la plus faible masse molaire et la plus faible densité, avec une masse volumique inférieure de moitié à 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 (cependant 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+.

Utilisation[modifier | modifier le code]

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 :

Le lithium 6 est une matière nucléaire dont la détention est réglementée (Article R1333-1 du code de la défense).

Biologie[modifier | modifier le code]

Le lithium est trouvé à l'état de traces dans le plancton, dans de nombreuses plantes et invertébrés à des concentrations variant de 69 ppb à 5760 ppb. Dans les tissus et fluides vitaux des vertébrés, la concentration varie de 21 à 763 ppb[14]. Les organismes marins accumulent davantage de lithium dans leurs tissus que leurs homologues terrestres[15]. Le rôle du lithium dans le vivant est encore assez obscur[14] mais des études nutritionnelles chez les mammifères l'impliquent comme facteur de bonne santé et suggèrent qu'il doit être considéré comme un élément-trace essentiel avec une DJA de l'ordre de 1 mg/jour[16]. Une étude épidémiologique observationnelle récente (2011) indiquerait un lien entre le taux de lithium dans l'eau de boisson et la longévité[16].

Utilisation en médecine[modifier | modifier le code]

Article détaillé : Sel de lithium.

Le lithium est utilisé depuis longtemps dans le traitement des troubles bipolaires. Il reste le traitement de référence avec lequel les autres thymorégulateurs sont comparés. Le principe actif des sels de lithium est l'ion Li+, bien que les mécanismes d'actions précis soient encore débattus.

Gisements[modifier | modifier le code]

Échantillons de lithium métallique

Le lithium est bien moins abondant que les alcalins et alcalino-terreux usuels (Na, K, Mg, Ca) même s'il est largement distribué dans la nature (ce n'est que le 33e élément le plus abondant sur Terre[17]).

On ne le trouve pas sous sa forme métallique à cause de sa grande réactivité, et il n'existe, en concentration permettant une exploitation économique rentable qu'en très peu d'endroits sur Terre. On le trouve principalement comme impureté dans les sels d'autres métaux alcalins, sous forme principalement de :

  • chlorures (LiCl), essentiellement dans les saumures de certains vieux lacs salés continentaux et mélangé à d'autres sels de métaux alcalins ;
  • silicates, dont spodumène, LiAl (Si2O6) ou petalite (Li(AlSi4O10)) dans la pegmatite ;
  • l’hectorite, une sorte d'argile de formule Na0,4Mg2,7Li0,3Si4O10(OH)2, issue de l'altération de certaines roches volcaniques ;
  • jadarite, Li Na Si B3O7(OH) qui est un borate.

L'USGS évaluait en 2009 les ressources mondiales exploitables à 11 millions de tonnes (USGS)[18].

Le plus grand gisement au monde est le salar d'Uyuni, dans le département de Potosí, dans le sud-ouest de la Bolivie. Ce gisement représente un tiers des ressources mondiales et intéresse beaucoup le groupe Bolloré[19]. Le Chili possède le deuxième plus grand gisement avec le salar d'Atacama. L'Argentine possède également un gisement de lithium, avec le salar del Hombre Muerto, à une centaine de kilomètres au nord d'Antofagasta de la Sierra, dans le nord-ouest du pays. Ce gisement est difficile d'accès, il n'y a que des pistes en terre naturelle pour y parvenir.

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 Chemetall en étant l'opérateur principal[19]. 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[19].

Les eaux géothermiques de Salton Sea (Californie) sont aussi riches en lithium que les lacs salés boliviens et chiliens. Un procédé original et récent a permis d'en extraire du lithium pur. Le premier prototype de démonstration espère produire environ 1 tonne de métal de lithium par mois [20],[21]; Un gisement a été découvert en 2010 dans les environs de la Baie James au Canada.

De très importantes réserves en Afghanistan ont été récemment (juin 2010) évoquées dans la presse [22],[23].

Économie[modifier | modifier le code]

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[24].

La production annuelle est estimée en 2012 entre 25 900 tonnes et 28 200 tonnes selon le service de géologie des États-Unis (USGS)[19],[25].

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 310 €/tonne à 2 000 €/tonne (350 $/tonne à près de 3 000 $/tonne) entre 2003 et 2008[19].

Les réserves mondiales de lithium étaient estimées par l'USGS à plus de 11 millions de tonnes[26]. Ces chiffres sont contestés par le cabinet Meridian International Research, qui pense que les réserves actuelles pourraient ne pas suffire pour une utilisation massive dans les batteries lithium-ion[27].

Environnement[modifier | modifier le code]

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 étant corrosif du fait de son pH fortement basique. Une attention spéciale devrait être portée aux organismes aquatiques (toxicité de l'ion lithium en milieu aquatique).[réf. nécessaire]

Notes et références[modifier | modifier le code]

  1. a, b, c et d (en) David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, CRC Press Inc,‎ 2009, 90e éd., Relié, 2804 p. (ISBN 978-1-420-09084-0)
  2. (en) Beatriz Cordero, Verónica Gómez, Ana E. Platero-Prats, Marc Revés, Jorge Echeverría, Eduard Cremades, Flavia Barragán et Santiago Alvarez, « Covalent radii revisited », Dalton Transactions,‎ 2008, p. 2832 - 2838 (DOI 10.1039/b801115j)
  3. a, b et c « Lithium, elemental » dans la base de données Hazardous Substances Data Bank, consulté le 1 mai 2010
  4. "Ionization Energies of Atoms and Atomic Ions," in CRC Handbook of Chemistry and Physics, 91st Edition (Internet Version 2011), W. M. Haynes, ed., CRC Press/Taylor and Francis, Boca Raton, FL., p. 10-203
  5. a et b Entrée de « Lithium » dans la base de données de produits chimiques GESTIS de la IFA (organisme allemand responsable de la sécurité et de la santé au travail) (allemand, anglais), accès le 26 mars 2011 (JavaScript nécessaire)
  6. a et b SIGMA-ALDRICH
  7. « Lithium » dans la base de données de produits chimiques Reptox de la CSST (organisme québécois responsable de la sécurité et de la santé au travail), consulté le 25 avril 2009
  8. Numéro index 003-001-00-4 dans le tableau 3.1 de l'annexe VI du règlement CE N° 1272/2008 (16 décembre 2008)
  9. http://www.societechimiquedefrance.fr/extras/Donnees/acc.htm
  10. (en) USGS Minerals « Lithium. », sur le site minerals.usgs.gov
  11. (en) Katharina Lodders, « Solar System Abundances and Condensation Temperatures of the Elements », The Astrophysical Journal, vol. 591, no 2,‎ 2003, p. 1220 (DOI 10.1086/375492, lire en ligne)
  12. Dr Elie Hantouche (psychiatre) et Régis Blain, La Cyclothymie, pour le pire et le meilleur, éditions Robert Lafont, 254 pages. Dr Christian Gay (psychiatre), Vivre avec un maniaco-dépressif, Hachette Littératures, 211 pages.
  13. (en) The Element Lithium, sur le site education.jlab.org consulté le 31 aout 2012
  14. a et b (en) « Some Facts about Lithium », ENC Labs (consulté le 2010-10-15)
  15. C Chassard-Bouchaud, P Galle, F Escaig et M Miyawaki, « Bioaccumulation of lithium by marine organisms in European, American, and Asian coastal zones: microanalytic study using secondary ion emission », Comptes rendus de l'Academie des sciences. Serie III, Sciences de la vie, vol. 299, no 18,‎ 1984, p. 719–24 (PMID 6440674)
  16. a et b K.Zarse et al., Low-dose lithium uptake promotes longevity in humans and metazoans, European Journal of Nutrition, 2001, vol.50(5), pp. 387-389. DOI:10.1007/s00394-011-0171-x, résumé, sur le site springerlink.com
  17. Le Lithium du Tibet, sur le site enerzine.com consulté le 31 aout 2012
  18. [PDF] Chiffres de la production de lithium à l'échelle mondiale, sur le site /minerals.usgs.gov, 7 janvier 2009
  19. a, b, c, d et e Les ressources limitées de lithium pourraient freiner l'essor des voitures électriques, Le Monde, 7 octobre 2008
  20. Les centrales géothermiques fourniront aussi du lithium, sur le site .enerzine.com
  21. (en) Lithium to be extracted from geothermal waste, sur le site physorg.com
  22. U.S. Identifies Vast Mineral Riches in Afghanistan, sur le site nytimes.com
  23. L’Afghanistan est riche en matières premières et en minéraux - Qui va les exploiter?, sur le site alterinfo.net
  24. La Bolivie, futur Moyen-Orient du lithium, sur le site lefigaro.fr
  25. http://minerals.usgs.gov/minerals/pubs/commodity/lithium/mcs-2013-lithi.pdf Chiffres de la production de lithium à l'échelle mondial, USGS, 7 janvier 2009
  26. Données sur le lithium, source USGS
  27. The trouble with lithium, étude du cabinet Meridain International Resarch]

Voir aussi[modifier | modifier le code]

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Articles connexes[modifier | modifier le code]

Liens externes[modifier | modifier le code]



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1 H He
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