LITHIUM

Propriétés chimiques

Le lithium possède, vis-à-vis de nombreux corps (oxygène, eau, halogènes), une réactivité plus faible que celle des alcalins supérieurs, alors qu'au contraire il donne des combinaisons plus stables avec certains autres (hydrogène, carbone, azote). Ce comportement chimique n'est pas sans rappeler celui du magnésium.

Le lithium est le seul métal alcalin qui peut être manipulé à l'air sans danger, alors que les autres s'oxydent avec, le plus souvent, inflammation. À l'air sec, le lithium se recouvre lentement d'une pellicule d'oxyde et de nitrure. À l'air humide, l'attaque, catalysée par la vapeur d'eau, est beaucoup plus rapide. Le métal ne s'enflamme dans l'oxygène sec qu'au-dessus de 200 ⁰C en donnant l'oxyde Li₂O et non le peroxyde, propriété qui le différencie nettement de ses homologues supérieurs et le rapproche des alcalino-terreux.

La combustion du lithium est très exothermique et s'accompagne de l'émission d'une intense lumière blanche comme le magnésium. Le péroxyde Li₂O₂ ne peut être obtenu qu'à partir d'eau oxygénée. Les oxydes de lithium sont de couleur blanche.

Le lithium réduit l'eau à la température ambiante, avec formation d'hydroxyde de lithium ou lithine LiOH et dégagement d'hydrogène, mais la réduction est moins vive que pour les autres alcalins et se fait sans inflammation de l'hydrogène. La lithine fond à 473 ⁰C et se décompose dès la température de 700 ⁰C en Li₂O et vapeur d'eau ; ce fait différencie à nouveau le lithium de ses homologues supérieurs dont les hydroxydes MOH sont stables jusqu'aux points d'ébullition et le rapproche des éléments IIA. La lithine en solution aqueuse est une base forte.

Le lithium réduit également un grand nombre d'oxydes. La silice est réduite dès la température de fusion du métal ; la réaction qui est fortement exothermique interdit la manipulation du lithium liquide dans des appareils en verre.

Comme tous les alcalins, le lithium se combine à l'hydrogène pour donner un hydrure salin LiH à structure du type NaCl, dans lequel l'hydrogène se comporte comme un élément électronégatif. La liaison métal-hydrogène dans LiH, contrairement aux autres hydrures salins, est plus covalente qu'ionique, de plus LiH est très stable thermiquement et fond sans se décomposer vers 700 ⁰C. LiH est un composé très important du lithium ; il permet la préparation de nombreux hydrures dont LiAlH₄, réducteur puissant très utilisé en chimie organique en raison de son action spécifique sur certaines fonctions.

Au contact du fluor, le lithium s'enflamme dès la température ambiante ; il faut, au contraire, chauffer pour le voir brûler dans le chlore, le brome et l'iode à l'état gazeux.

Le soufre et le lithium réagissent violemment à chaud pour donner le sulfure Li₂S et des polysulfures ; le système binaire Li-S ne montre toutefois pas la même richesse de combinaisons que celle observée avec le potassium, par exemple. Le phosphore produit avec le lithium un phosphure qui, au contact de l'eau, dégage de l'hydrogène phosphoré spontanément inflammable. L'azote réagit lentement dès la température ambiante ; la formation du nitrure Li₃N est quantitative au-dessus de 500 ⁰C.

Le carbone s'unit directement à chaud pour donner un carbure ionique Li₂C₂, de couleur blanche, qui est un réducteur énergique. Moins stable thermiquement que CaC₂, le carbure de lithium présente, néanmoins, de nombreuses analogies avec les carbures alcalino-terreux : il réagit sur l'eau à froid avec dégagement d'acétylène, et à chaud sur l'ammoniac avec formation de cyanamide Li₂CN₂. L'action de l'acétylène sur une solution de lithium dans l'ammoniac liquide conduit au monoacétylure Li−C≡C−H.

La combinaison[...]