Oxyde de lithium: formule, propriétés, risques et utilisations

L'oxyde de lithium est un composé chimique inorganique de formule Li 2 O qui se forme avec de petites quantités de peroxyde de lithium lorsque le lithium métallique est brûlé dans l'air et combiné à de l'oxygène.

Jusque dans les années 90, le marché des métaux et du lithium était dominé par la production américaine de gisements minéraux, mais au début du XXIe siècle, l'essentiel de la production provenait de sources non américaines; L'Australie, le Chili et le Portugal étaient les principaux fournisseurs du monde. La Bolivie possède la moitié des gisements de lithium dans le monde, mais ce n’est pas un gros producteur.

La forme commerciale la plus importante est le carbonate de lithium, Li 2 CO 3, produit à partir de minéraux ou de saumures par différents procédés.

Lorsque le lithium est brûlé dans l'air, le produit principal est l'oxyde blanc d'oxyde de lithium, Li 2 O. De plus, du peroxyde de lithium, Li 2 O 2, également blanc, est produit.

Cela peut également se faire par décomposition thermique d’hydroxyde de lithium, de LiOH ou de peroxyde de lithium, de Li2O2.

4Li (s) + O 2 (g) → 2Li 2 O (s)

2LiOH (s) + chaleur → Li 2 O (s) + H 2 O (g)

2Li 2 O 2 (s) + chaleur → 2Li 2 O (s) + O 2 (g)

Propriétés physiques et chimiques

L'oxyde de lithium est un solide blanc connu sous le nom de lithia, qui manque d'arôme et de goût salé. Son apparence est illustrée à la figure 2 (Centre national d'information sur la biotechnologie, 2017).

Figure 2: apparition d'oxyde de lithium

L'oxyde de lithium est un cristal avec une géométrie d'antiflorite similaire à celle du chlorure de sodium (cubique centré sur les faces). Sa structure cristalline est présentée à la figure 3 (Mark Winter [Université de Sheffield et WebElements Ltd, 2016).

Figure 3: structure cristalline de l'oxyde de lithium.

Son poids moléculaire est de 29, 88 g / mol, sa densité de 2, 013 g / mL et ses points de fusion et d'ébullition de 1438 ° C et de 2066 ° C respectivement. Le composé est très soluble dans l'eau, l'alcool, l'éther, la pyridine et le nitrobenzène (Royal Society of Chemistry, 2015).

L'oxyde de lithium réagit facilement avec la vapeur d'eau pour former un hydroxyde et avec le dioxyde de carbone pour former un carbonate; par conséquent, il doit être stocké et manipulé dans une atmosphère propre et sèche.

Les composés oxydés ne conduisent pas à l'électricité. Cependant, certains oxydes structurés de pérovskite sont des conducteurs électroniques qui trouvent une application dans la cathode des piles à combustible à oxyde solide et des systèmes générant de l'oxygène.

Ce sont des composés contenant au moins un anion oxygène et un cation métallique (American Elements, SF).

Réactivité et dangers

L'oxyde de lithium est un composé stable incompatible avec les acides forts, l'eau et le dioxyde de carbone. À notre connaissance, les propriétés chimiques, physiques et toxicologiques de l'oxyde de lithium n'ont pas été étudiées ni décrites en profondeur.

La toxicité des composés de lithium est fonction de leur solubilité dans l'eau. L'ion lithium a une toxicité sur le système nerveux central. Le composé est un irritant hautement corrosif s’il entre en contact avec les yeux, la peau, par inhalation ou par ingestion (ESPI METALS, 1993).

En cas de contact avec les yeux, vérifiez si vous portez des lentilles de contact et retirez-les immédiatement. Les yeux doivent être rincés à l'eau courante pendant au moins 15 minutes, en maintenant les paupières ouvertes. Vous pouvez utiliser de l'eau froide. La pommade ne doit pas être utilisée pour les yeux.

Si le produit chimique entre en contact avec les vêtements, enlevez-les aussi vite que possible, en vous protégeant les mains et le corps. Placez la victime sous une douche de sécurité.

Si le produit chimique s'accumule sur la peau exposée de la victime, telle que les mains, lavez délicatement et soigneusement la peau contaminée par de l'eau courante et du savon non abrasif. Vous pouvez utiliser de l'eau froide. Si l'irritation persiste, consultez un médecin. Laver les vêtements contaminés avant de les réutiliser.

En cas d'inhalation, la victime devrait être autorisée à se reposer dans un endroit bien ventilé. Si l'inhalation est grave, la victime doit être évacuée vers une zone sûre le plus rapidement possible.

Détachez les vêtements serrés tels que col de chemise, ceinture ou cravate. Si la victime a du mal à respirer, il faut lui administrer de l'oxygène. Si la victime ne respire pas, une réanimation bouche à bouche est effectuée.

Tenez toujours compte du fait que le matériel inhalé est toxique, infectieux ou corrosif pour la personne qui fournit de l'aide peut être dangereux.

Dans tous les cas, une attention médicale immédiate devrait être recherchée (SIGMA-ALDRICH, 2010).

Utilisations

L'oxyde de lithium est utilisé comme fondant dans les émaux de céramique et crée du bleu avec le cuivre et des roses avec du cobalt. L'oxyde de lithium réagit avec l'eau et la vapeur en formant de l'hydroxyde de lithium et doit être isolé de ceux-ci.

L'oxyde de lithium (Li 2 O) avec son potentiel tritium élevé est un candidat attrayant pour le matériau de culture solide d'une centrale à fusion DT, en raison de sa densité élevée d'atomes de lithium (par rapport à d'autres céramiques au lithium). ou lithium métallique) et sa conductivité thermique relativement élevée (OXYDE DE LITHIUM (Li2O), SF).

Le Li 2 O sera exposé à des températures élevées sous irradiation neutronique lors du fonctionnement des couvertures de fusion. Dans ces circonstances, un grand nombre de défauts d'irradiation dans Li 2 O vont se produire, tels que gonflement induit par l'hélium, dilatation thermique relativement élevée, croissance du grain, formation de LiOH (T) et précipitation à basse température et transport de masse de LiOH (T) à haute température.

De plus, le Li 2 O sera soumis aux contraintes résultant des différences de dilatation thermique entre le Li 2 O et les matériaux de structure. Ces caractéristiques du Li 2 O posent des problèmes techniques complexes en conception et en fabrication de blanchets.

Une nouvelle utilisation possible consiste à remplacer l'oxyde de cobalt et de lithium en tant que cathode dans les batteries au lithium-ion utilisées pour alimenter des dispositifs électroniques allant de téléphones mobiles à des ordinateurs portables ainsi que des voitures alimentées par batterie (Reade International Corp, 2016) .