PRÉPARATION DU LITHIUM

Dès ses premières recherches, Arfwedson constata l'analogie que présentent les sels de lilhine avec ceux de potasse et de soude, et ce rapprochement le détermina à soumettre la lithine à l’action décomposante de la pile, comme Davy l’avait fait dix ans auparavant pour les deux autres métaux ‘alcalins. Ces essais n’aboutirent à aucun résultat, les piles employées par Arfwedson n'ayant pas une puissance suffisante.

Gmelin (1) tenta la même décomposition, mais toujours sans prendre un nombre d’éléments assez considérable.

En 1828, Kralowanski (2) essaya sans succès de réduire la lithine par le charbon, le fer ou le potassium.

Plus tard Brandes (3), employant une pile puissante, put décomposer la lithine ; il obtint quelques globules d’un métal qui brûlait avec une flamme blanche.

Davy, répétant celte expérience, put également préparer une très petite quantité de lithium.

Toutefois, dans ces premiers essais, le rendement était beaucoup trop faible pour qu'on put étudier les principales propriétés du nouveau métal.

En 1855, Bunsen et Malthiessen (4) réussirent à isoler le lithium en décomposant le chlorure fondu par la pile.

On chauffe ce chlorure dans un creuset de porcelaine à parois épaisses, et l’on y amène le courant d’une pile de 4 à 6 éléments Bunsen. Le pôle positif est une pointe de charbon de cornue, et le pôle négatif un fil de fer de la grosseur d’une aiguille à tricoter. On voit, au bout de quelques secondes, se fixer au fil de fer, au-dessous de la surface du chlorure, un globule de métal qui, après quelques minutes, atteint la grosseur d’un pois. On sépare cette masse avec une spatule de fer et on la plonge dans de l’huile de naphle. Pendant cette dernière opération, le globule métallique est suffisamment protégé contre l’inflammation due à l’accès de l’air par une couche de chlorure de lithium.

C’est à ce mode de préparation que Troost s’adressa en 1856 dans son travail sur les sels de lithine. Il apporta seulement à la méthode précédente quelques modifications de détail, dont la principale consiste à entourer'le pôle positif d’un cylindre protecteur pour empêcher les pertes de chlorure de lithium qui, pendant la décomposition, est projeté en petites gouttelettes par les bulles de chlore qui se dégagent.

« J’emploie, dit-il, un creuset de fonte de 12 centimètres de hauteur sur 52 millimètres de diamètre à l’ouverture. Ce creuset est hermétiquement fermé à sa partie supérieure par un disque de fer ajusté au tour et qui est lui-même percé de deux ouvertures : l’une a 5 millimètres et laisse passer le pôle négatif,

(1) Gilb. Ann., t. LXIV, p. 361, et t. LXXII, p. 399.

(2) Schweigg. Ann., t. L1V, p. 230 et 316.

(3) Ibid., t. VIII, p. 120.

(4) Ann. Chem. Pliarm., t. XC1V, p. 107.

F.NCYCLOP. CH1M. 2

l’autre a 31 millimètres et est garnie d’un cylindre de tôle de 29 millimètres de diamètre intérieur, qui descend jusqu’à la moitié de la hauteur du creuset. Ce cylindre de tôle est lui-même revêtu intérieurement d’un tube de porcelaine. C’est dans ce tube que plonge le pôle positif. D’après cette disposition, le chlorure projeté se dépose sur les parois du tube de porcelaine et retombe dans le creuset; le lithium s’accumule autour du pôle négatif, et l’expérience peutmar-

cher seule pendant plusieurs heures ; on peut d’ailleurs remplacer le chlorure fondu à mesure qu’il se décompose, en en projetant de nouveaux morceaux par le tube de porcelaine. »

Troost répéta également les expériences de Kralowanski, c’est-à-dire les essais de décomposition du carbonate .de lithine par le carbonate de chaux et le charbon, ou de l’hydrate de lithine par le fer. Dans aucun cas il ne put obtenir de métal. Cette vérification était très importante; car ce fait suffirait pour éloigner le lithium des autres métaux alcalins, et le rapprocher des alcalinolerreux.

A la suite de ces expériences, Troost étudia l'action du potassium et du sodium sur le chlorure de lithium. Il put ainsi préparer des alliages du lithium avec ces deux métaux, ce qui fournit encore un nouveau motif de rapprochement du lithium et des métaux alcalino-terreux. Ces alliages, qu’on peut aussi faire directement en mettant en contact le lithium et l’autre métal, peuvent être obtenus en faisant réagir le potassium ou le sodium sur le chlorure de lithium à l’aide d’une douce chaleur; l’expérience peut même réussir avec du chlorure de lithium impur contenant d’autres chlorures alcalins. Avec le so ■ dium le produit de la réaction est un alliage plus lourd que l’huile de naphte. Il contient beaucoup de sodium, mais on peut l’enrichir en lithium en le plongeant dans de l’eau surmontée d’une couche d’huile de naphte. Le sodium décomposant l’eau avant le lithium, le globule vient bientôt à la surface de l’huile, par suite d’une diminution de densité. A ce moment, le métal contient encore un peu de sodium; aussi ce procédé ne parait guère susceptible d’être appliqué à la préparation du lithium.

Ces dernières années, Hiller (1) a modifié avantageusement, pour la prépa-

(t) Dict. Fehling, 188-2, p. 134.

LITHIUM

ration en grand du lithium, la disposition adoptée par Troost pour décomposer par la pile le chlorure de lithium fondu. Ce sel, préalablement mélangé d’un peu de chlorhydrate d’ammoniaque, est placé dans un creuset de porcelaine. Le pôle positif est une tige cylindrique de charbon de cornue a ; le pôle négatif KK' est un fil de fer qui passe au travers d’une pipe de terre dont l’extrémité b communique par un tube de verre d et uni tube de caoutchouc e avec un appareil à hydrogène. Le fourneau de la pipe est muni à l’intérieur d’un enduit de graphite.

Lorsque le chlorure de lithium est fondu, on remplit la pipe d’hydrogène pur et sec pour chasser l’air, puis on la place dans la matière en fusion, de manière que le fourneau renversé forme une sorte de cloche capable de retenir le lilhium. A la fin de l’expérience, on brise la pipe et l’on trouve le métal accumulé à l’intérieur. On le plonge immédiatement dans l’huile de naphte.

Propriétés du lithium. — Le lithium est un métal blanc, solide à la température ordinaire. Il a à peu près l’éclat de l’argent et le conserve indéfiniment dans l’air sec, tandis qu’il se ternit peu à peu à la surface dans l’air humide. Lorsqu’on presse le métal fondu entre deux lames de verre, il forme un miroir. Il est sensiblement plus dur que le potassium et le sodium, mais il est rayé par le plomb, le calcium et le strontium. Très tenace, il peut se laisser étirer à la filière ; cependant ses fils, à égalité de grosseur, se rompent plus facilement que les fils de plomb. Il se soude à lui-même par pression à la température ordinaire. Troost a pu laminer ce métal à l’air sans précaution, de manière à le réduire à l’épaisseur d’une feuille de papier.

La densité du lithium est, d’après Bunsen et Matthiessen, de 0,5986 ; c’est le plus léger de tous les corps solides connus : il flotte sur l’huile de naphte.

Il fond à 180 degrés. Même à cette température il n’est pas attaqué par l’oxygène sec. On peut le couler au contact de l’air dans des vases de fer sans qu’il se ternisse. Jusqu’au rouge vif il ne se volatilise pas; mais, si l’on continue à chauffer, il brûle avec une flamme blanche qui présente un éclat extraordinaire. Cet éclat parait dû, d’après Troost, à la volatilisation du métal, car il a pu constater que le lithium placé dans une nacelle de fer et chauffé au rouge vif se volatilisait dans un courant d’hydrogène, en même temps que le gaz, enflammé à la sortie du tube, brûlait avec une flamme blanche.

Le lithium décompose l’eau à la température ordinaire, mais il ne fond et ne s’enflamme que lorsqu’on le projette à la surface des acides sulfurique ou azotique concentrés, qui sont alors violemment attaqués, avec dégagement tumultueux de gaz.

D’après Matthiessen (1), l’acide sulfurique étendu est violemment attaqué ; l’acide sulfurique monohydraté l’est très lentement. Le lithium corrode très rapidement, avant la fusion, la silice, le verre, la porcelaine. Il en est de même, à une température peu élevée, pour l’argent, l’or et le platine. Le fer bien décapé se recouvre d’une couche brillante analogue à celle que produirait l’étain.

Le soufre attaque le lithium à une température inférieure à celle de sa fusion, et donne un sulfure jaune soluble dans l’eau. Le phosphore fournit un composé brun qui dégage, au contact de l’eau, de l’hydrogène phosphore spontanément inflammable.

Le lithium prend feu dans le chlore, le brome, la vapeur d’iode; il en est do même avec la vapeur de soufre, l’hydrogène sulfuré, l’acide carbonique.

Il décompose avec violence l’acide chlorhydrique concentré.

D’après Seely (2), le lithium se comporte comme le sodium, lorsqu’on le fait agir sur le gaz ammoniac liquéfié ; il se dissout en donnant une coloration d’abord rouge, puis bleue.

Wanklyn (3) a observé que le lithium donne avec le zinc-éthyle une combinaison cristalline analogue à celle que fournit le sodium dans les mêmes condition

La chaleur spécifique moyenne du lithium est, d’après Itegnault (4), de 6,59 pour l’équivalent, soit 0,9408 pour l’unité de poids, entre 27 et 100 degrés.

Sa conductibilité électrique est 19,0 (5) à -|- 20 degrés (celle de l’argent étant 100). C’est le moins conducteur des métaux alcalins. Il est un peu moins électropositif que le sodium.

D’après Lockyer (6), le lithium distillé dans e vide abandonne 100 fois son volume d’hydrogène (?).