عنصر الليثيوم والخصائص الكيميائية و الفيزيائية له

الليثيوم (Li) هو عنصر كيميائي يوجد ضمن المجموعة الأولى (Ia) أسفل الهيدروجين في الجدول الدوري. وهو من الفلزات القلوية ويعتبر من أخف العناصر الصلبة. وهو معدن أبيض لامع لديه العديد من السبائك الصناعية.

لدى الليثيوم تفاعلات عديدة بسبب نشاطه الكيميائي الناتج من خفته والشحنة الموجبة لأيوناته. يتفاعل بسهولة عن طريق منح الإلكترون الوحيد الموجود في غلافه الأخير ليستقر. لا شك أن هذه البنية الذرية هي التي تعطي الخصائص الفيزيائية والكيميائية لهذا العنصر.

في هذا المنشور سنتحدث أيضاً عن استخدامات وتطبيقات الليثيوم، بالإضافة إلى النظائر المشهورة لديه. من خلال قراءتك للخصائص الذرية لـعنصر الليثيوم ستجد معلومات مثل عدد النيوترونات، الوزن الذري، وأكثر.

خصائص الليثيوم الذرية

نموذج بور لذرة الليثيوم (Li): يوضح النواة محاطة بثلاثة إلكترونات موزعة على مستويين للطاقة.

الخاصية	القيمة
العدد الذري (عدد البروتونات)	3
الوزن الذري	6.941 جم/مول
عدد النيوترونات	4 (للنظير الأكثر وفرة في الطبيعة)
مستويات الطاقة الرئيسية	K, L
مستويات الطاقة الفرعية	s
عدد الإلكترونات في المستوى الأخير	1
التكافؤ (حالة الأكسدة)	أحادي (+1)
التوزيع الإلكتروني	1s2, 2s1

الخصائص الفيزيائية لليثيوم

الخاصية	القيمة
الطور	صلب
اللون	أبيض فضي لامع
الذوبانية	ليس شديد الذوبان في الماء
الكثافة	0.534 جم/سم³
الكثافة النسبية	0.534 (عند 20 درجة مئوية)
السعة الحرارية	24.860 جول/مول.كلفن
نقطة الانصهار	180.54 درجة مئوية
نقطة الغليان	1342 درجة مئوية

الخصائص الكيميائية لليثيوم

هذه بعض الخصائص الكيميائية لليثيوم:

• السمية: عند تركيز 10 مجم/لتر من الدم، يصاب الشخص بتسمم خفيف من الليثيوم. عند 15 مجم/لتر، يعاني من الارتباك وضعف الكلام، وعند 20 مجم/لتر، يكون هناك خطر الوفاة ^{[1، 2]}.
• النشاط: نشط كيميائياً، لكنه الأقل نشاطاً بين الفلزات القلوية.

تعرف على مخاطر المواد وقواعد السلامة في معمل الكيمياء.

في العديد من خواصه، يُظهر الليثيوم نفس الخصائص التي تمتلكها المعادن القلوية الأكثر شيوعاً مثل الصوديوم والبوتاسيوم. وبالتالي، فإن الليثيوم (الذي يطفو على الماء) يتفاعل معه بشدة ويشكل محاليل هيدروكسيد قوية، مما ينتج عنه هيدروكسيد الليثيوم (LiOH) وغاز الهيدروجين. الليثيوم هو المعدن القلوي الوحيد الذي لا يشكل الأنيون (Li^-) في المحلول أو في الحالة الصلبة.

التفاعلات الكيميائية لليثيوم

لدى الليثيوم تفاعلات كيميائية كثيرة منها:

1. تفاعله مع الماء: يتفاعل الليثيوم مع الماء ليكون هيدروكسيد الليثيوم وغاز الهيدروجين.

الشكل يوضح تمثيل مرئي لتفاعل الإحلال البسيط بين الليثيوم والماء. يُظهر الرسم الخصائص الفيزيائية لليثيوم مثل انخفاض كثافته (طفوه) ونشاطه الكيميائي الذي يؤدي لانطلاق غاز الهيدروجين وتكوين محلول قاعدي قوي.

المعادلة البيانية للتفاعل: $$\ce{2Li_{(s)} + 2H_2O_{(l)}} \rightarrow \ce{2LiOH_{(aq)} + H_{2(g)}}$$

2. الأكسدة: يتفاعل الليثيوم ببطء مع غاز الأكسجين (O₂) في درجة حرارة الغرفة، مكوناً أكسيد الليثيوم (Li₂O). وفي حالة الاحتراق، يتم أيضاً إنتاج كمية صغيرة من بيروكسيد الليثيوم (Li₂O₂).

$$\ce{4Li_{(s)} + O_{2(g)}} \rightarrow \ce{2Li_2O_{(s)}}$$ $$\ce{2Li_{(s)} + O_{2(g)}} \rightarrow \ce{Li_2O_{2(s)}}$$

3. تفاعلات الليثيوم مع الأحماض: يذوب الليثيوم بسهولة في حمض الكبريتيك المخفف، مكوناً أيونات الليثيوم (Li⁺) وغاز الهيدروجين (H₂).

$$\ce{2Li_{(s)} + H_2SO_{4(aq)}} \rightarrow \ce{2Li^+_{(aq)} + SO^{2-}_{4(aq)} + H_{2(g)}}$$

4. تفاعلات الليثيوم مع الهالوجينات: يتفاعل الليثيوم مع الهالوجينات، مكوناً هاليدات الليثيوم المقابلة.

$$\ce{2Li_{(s)} + F_{2(g)} \rightarrow 2LiF_{(s)}}$$ $$\ce{2Li_{(s)} + Cl_{2(g)} \rightarrow 2LiCl_{(s)}}$$ $$\ce{2Li_{(s)} + Br_{2(g)} \rightarrow 2LiBr_{(s)}}$$ $$\ce{2Li_{(s)} + I_{2(g)} \rightarrow 2LiI_{(s)}}$$

5. تفاعل الليثيوم مع الهيدروجين: يتفاعل الليثيوم مع الهيدروجين مكوناً هيدريد الليثيوم.

$$\ce{2Li_{(s)} + H_{2(g)} \rightarrow 2LiH_{(s)}}$$

نظائر الليثيوم

الشكل يوضح مقارنة تفصيلية لنظائر الليثيوم. يُلاحظ ثبات عدد البروتونات (3 بروتونات) في جميع النظائر، مما يحافظ على الهوية الكيميائية للعنصر، بينما يؤدي التغير في عدد النيوترونات إلى اختلاف الكتلة الذرية والخصائص الفيزيائية للنظير.

يمتلك الليثيوم نظيرين مستقرين في الطبيعة وهما:

• ليثيوم-6: يحتوي نظير الليثيوم-6 على ثلاثة إلكترونات إجمالاً (منها إلكترون واحد فقط في غلاف التكافؤ الخارجي)، بالإضافة إلى ثلاثة نيوترونات وثلاثة بروتونات. يمثل نسبة 7.5% من وفرة عنصر الليثيوم في الطبيعة. يُستخدم في تحضير التريتيوم الذي يستخدم لامتصاص النيوترونات في مفاعلات الاندماج النووي.
• ليثيوم-7: ذرة الليثيوم-7 هي النظير المستقر الآخر لليثيوم بكتلة ذرية نسبية تبلغ 7.016004، ويمثل 92.5% من الوفرة الطبيعية. السبين النووي (النووية المغزلية) له هو 3/2، ويحتوي على أربعة نيوترونات وثلاثة بروتونات. يُستخدم هذا النظير كمبرد أولي للمفاعلات النووية التي تزيد فيها درجات حرارة المبرد عن 800 درجة مئوية بسبب أدائه الضعيف في امتصاص النيوترونات.

هناك أيضاً نظائر أخرى غير مستقرة لليثيوم، من أبرزها:

• ليثيوم-4: يحتوي على نفس عدد البروتونات والإلكترونات للنظائر السابقة، ولكنه يمتلك نيوتروناً واحداً فقط. يبلغ عمر النصف له 9.1 × 10^-23 ثانية.
• ليثيوم-11: يمتلك ثمانية نيوترونات، ويضمحل ليعطي نظير البريليوم \(\ce{$^{11}$Be}\).
• ليثيوم-12: يمتلك تسعة نيوترونات، ويبلغ عمر النصف له 10 نانوثانية، ويضمحل أيضاً إلى البريليوم-11.

مركبات الليثيوم

يوجد عدد كبير جداً من مركبات الليثيوم العضوية وغير العضوية؛ إليكم أبرز هذه المركبات وأكثرها أهمية في الصناعة والمختبرات:

أولاً: مركبات الليثيوم العضوية

• ن-بوتيل الليثيوم (n-Butyllithium): مركب عضوي معدني قوي، يُستخدم بشكل واسع في الصناعات الكيميائية لإنتاج الألدهيدات والكيتونات من الأمينات ثنائية الاستبدال، ويعتبر بادئاً مهماً في عمليات البلمرة.
• ثالثي بوتيل الليثيوم (t-Butyllithium): مادة صلبة عديمة اللون وشديدة الخطورة، حيث تشتعل تلقائياً عند ملامستها للرطوبة أو الهواء. تُحضر من بروميد ثالثي البوتيل ولها تطبيقات دقيقة في الاصطناع العضوي.
• فينيل الليثيوم (C₆H₅Li): يُحضر من تفاعل الليثيوم مع برومو البنزين، ويُستخدم كبديل قوي وفعال لـ "كاشف غرينيار" في التفاعلات الكيميائية المعقدة.

ثانياً: مركبات الليثيوم غير العضوية

1. كربونات الليثيوم (Li₂CO₃): مسحوق أبيض يذوب في الماء ولا يذوب في الإيثانول. يُحضر من تفاعل كربونات الصوديوم مع أملاح الليثيوم:

$$\ce{2Li^+ + Na2CO3 \rightarrow Li2CO3 + 2Na^+}$$

2. كلوريد الليثيوم (LiCl): ملح ذو طعم ملحي حاد، يمتاز بقابليته العالية للذوبان في الماء والكحول والعديد من المذيبات العضوية مثل البيريدين.

3. نترات الليثيوم (LiNO3): توجد غالباً بشكلها المائي (LiNO₃·3H₂O)، وتُحضر من تفاعل كربونات الليثيوم مع حمض النيتريك:

$$\ce{Li2CO3 + 2HNO3 \rightarrow 2LiNO3 + H2O + CO2}$$

استخدامات وتطبيقات الليثيوم

بفضل خصائصه الفريدة، دخل الليثيوم في صلب التكنولوجيا الحديثة، ومن أهم تطبيقاته:

1. تخزين الطاقة: الاستخدام الأبرز في إنتاج بطاريات الليثيوم أيون (Li-ion) القابلة لإعادة الشحن للهواتف، السيارات الكهربائية، والأجهزة الطبية كمنظمات ضربات القلب.

تعد البطاريات القابلة لإعادة الشحن من أبرز استخدامات الليثيوم في التكنولوجيا الحديثة.

2. صناعة السبائك: يُضاف للألمنيوم والمغنيسيوم لإنتاج سبائك خفيفة وشديدة الصلابة تُستخدم في صناعة الطائرات، القطارات السريعة، والدروع الواقية.
3. الصناعات الزجاجية: يُستخدم أكسيد الليثيوم في صناعة الزجاج المتطور والسيراميك المقاوم للحرارة.
4. التشحيم الصناعي: تُعد "ستيرات الليثيوم" من أفضل مواد التشحيم التي تتحمل درجات الحرارة العالية.
5. الطب النفسي: تُستخدم كربونات الليثيوم كعلاج فعال للاضطراب ثنائي القطب (الاكتئاب الهوسي).
6. أنظمة التبريد والتجفيف: يُستخدم كلوريد وبروميد الليثيوم في أنظمة تكييف الهواء الصناعية لقدرتها الفائقة على امتصاص الرطوبة.

📚 المصادر والمراجع

1. Waring, W. S. (2006). Management of lithium toxicity. Toxicological Reviews, 25(4), 221-230. [Link]
2. Hedya, S. A., Avula, A., & Swoboda, H. D. (2023). Lithium Toxicity. In StatPearls. StatPearls Publishing.