Le lithium a été découvert en 1817 par le chimiste suédois Johan August Arfwedson (1792-1841) alors qu'il analysait le minéral pétalite provenant de l'île d'Utö en Suède. Arfwedson identifia la présence d'un nouvel élément alcalin, mais ne parvint pas à l'isoler sous forme métallique. Son mentor, Jöns Jacob Berzelius (1779-1848), nomma cet élément lithium (du grec lithos = pierre), car il fut le premier métal alcalin découvert dans un minéral plutôt que dans une matière végétale. Ce n'est qu'en 1821 que le chimiste britannique William Thomas Brande (1788-1866) et indépendamment le chimiste suédois Johan August Arfwedson réussirent à isoler le lithium métallique par électrolyse de l'oxyde de lithium.
Le lithium (symbole Li, numéro atomique 3) est le premier métal alcalin du tableau périodique, constitué de trois protons, généralement quatre neutrons (pour l'isotope le plus courant) et trois électrons. Les deux isotopes stables sont le lithium-7 \(\,^{7}\mathrm{Li}\) (≈ 92,5 %) et le lithium-6 \(\,^{6}\mathrm{Li}\) (≈ 7,5 %).
À température ambiante, le lithium est un métal mou de couleur blanc argenté, extrêmement léger (densité ≈ 0.534 g/cm³), ce qui en fait le métal le moins dense de tous les éléments. Il est hautement réactif, particulièrement avec l'eau et l'oxygène, et doit être conservé sous huile minérale ou dans une atmosphère inerte. La température à laquelle les états liquide et solide peuvent coexister (point de fusion) : 453,65 K (180,50 °C). La température à partir de laquelle il passe de l'état liquide à l'état gazeux (point d'ébullition) : 1615 K (1341,85 °C).
| Isotope / Notation | Protons (Z) | Neutrons (N) | Masse atomique (u) | Abondance naturelle | Demi-vie / Stabilité | Décroissance / Remarques |
|---|---|---|---|---|---|---|
| Lithium-6 — \(\,^{6}\mathrm{Li}\,\) | 3 | 3 | 6.015122 u | ≈ 7.5 % | Stable | Utilisé en fusion nucléaire pour produire du tritium ; absorbe les neutrons thermiques. |
| Lithium-7 — \(\,^{7}\mathrm{Li}\,\) | 3 | 4 | 7.016003 u | ≈ 92.5 % | Stable | Isotope majoritaire ; utilisé dans les batteries lithium-ion et applications industrielles. |
| Lithium-8 — \(\,^{8}\mathrm{Li}\,\) | 3 | 5 | 8.022487 u | Non naturel | 0.838 s | Radioactif β\(^-\) donnant \(\,^{8}\mathrm{Be}\) qui se désintègre immédiatement en deux particules alpha. |
| Lithium-9 — \(\,^{9}\mathrm{Li}\,\) | 3 | 6 | 9.026790 u | Non naturel | 0.178 s | Radioactif β\(^-\) ; produit artificiellement dans les accélérateurs de particules. |
| Lithium-4, 5 — \(\,^{4}\mathrm{Li},\,^{5}\mathrm{Li}\,\) | 3 | 1 — 2 | — (résonances) | Non naturels | \(10^{-22}\) s | États très instables observés en physique nucléaire ; désintégration immédiate. |
| Isotopes lourds — \(\,^{10}\mathrm{Li},\,^{11}\mathrm{Li},\,^{12}\mathrm{Li}\) | 3 | 7 — 9 | — (résonances) | Non naturels | \(10^{-21}\) — 0.009 s | Halos de neutrons ; \(\,^{11}\mathrm{Li}\) possède deux neutrons très faiblement liés formant un halo autour du noyau. |
N.B. :
Les couches électroniques : Comment les électrons s'organisent autour du noyau.
Le lithium possède 3 électrons répartis sur deux couches électroniques. Sa configuration électronique complète est : 1s² 2s¹, ou de manière simplifiée : [He] 2s¹. Cette configuration peut aussi s'écrire : K(2) L(1).
Couche K (n=1) : contient 2 électrons dans la sous-couche 1s. Cette couche interne est complète et très stable, formant une configuration identique à celle de l'hélium.
Couche L (n=2) : contient 1 seul électron dans la sous-couche 2s. Cet électron de valence unique est relativement faiblement lié au noyau et facilement perdu lors des réactions chimiques. Les orbitales 2p restent totalement vides.
L'unique électron de la couche externe (2s¹) constitue l'électron de valence du lithium. Cette configuration explique ses propriétés chimiques :
En perdant son électron 2s, le lithium forme l'ion Li⁺ (degré d'oxydation +1), son état d'oxydation unique et systématique dans tous ses composés.
L'ion Li⁺ adopte alors une configuration électronique identique à celle de l'hélium [He], un gaz noble, ce qui confère une stabilité maximale à cet ion.
Le lithium ne présente aucun autre état d'oxydation ; seul le degré +1 est observé en chimie.
La configuration électronique du lithium, avec sa couche de valence contenant un seul électron 2s, le classe parmi les métaux alcalins (groupe 1 du tableau périodique) et en fait le plus léger de tous les métaux. Cette structure lui confère des propriétés caractéristiques : grande réactivité chimique (il réagit avec l'eau, l'oxygène et la plupart des non-métaux), faible énergie d'ionisation (l'électron de valence est facilement arraché), et formation exclusive de composés ioniques au degré d'oxydation +1. Le lithium est un métal mou, argenté, de très faible densité (0,53 g/cm³, le métal le plus léger), qui doit être conservé sous huile minérale ou en atmosphère inerte pour le protéger de l'oxydation. Il réagit lentement avec l'eau à température ambiante, contrairement au sodium et au potassium qui réagissent violemment. Cette réactivité modérée par rapport aux autres alcalins s'explique par sa petite taille atomique et son énergie de liaison relativement plus forte. L'importance du lithium est devenue cruciale dans le monde moderne : les batteries lithium-ion sont devenues essentielles pour l'électronique portable (smartphones, ordinateurs) et les véhicules électriques, faisant du lithium un élément stratégique pour la transition énergétique ; le carbonate de lithium Li₂CO₃ est utilisé en psychiatrie pour traiter les troubles bipolaires ; les alliages aluminium-lithium sont utilisés dans l'aérospatiale pour leur légèreté exceptionnelle ; le lithium est utilisé comme flux dans les procédés de soudage et de brasage ; l'hydrure de lithium LiH est un agent réducteur puissant et un stockage potentiel d'hydrogène ; les composés organolithiens (comme le butyllithium) sont des réactifs importants en chimie organique. Le lithium-6 est utilisé dans la technologie nucléaire pour produire du tritium. La demande mondiale en lithium connaît une croissance exponentielle avec le développement des technologies de batteries, faisant de son extraction et de son recyclage des enjeux économiques et environnementaux majeurs.
Le lithium est un métal alcalin extrêmement réactif. Il possède un seul électron de valence qu'il cède facilement, formant l'ion Li⁺. Il réagit vigoureusement avec l'eau pour produire de l'hydroxyde de lithium (LiOH) et du dihydrogène gazeux. Au contact de l'air, le lithium s'oxyde rapidement pour former de l'oxyde de lithium (Li₂O) et du nitrure de lithium (Li₃N), ce dernier étant une réaction inhabituelle parmi les métaux alcalins. Le lithium forme également des composés avec les halogènes (fluorure, chlorure, bromure de lithium) et réagit avec le carbone pour produire du carbure de lithium (Li₂C₂). Sa forte électropositivité en fait un excellent réducteur dans les réactions chimiques organiques et inorganiques.
Le lithium occupe une place unique en cosmologie car il est l'un des trois seuls éléments (avec l'hydrogène et l'hélium) synthétisés en quantités significatives lors de la nucléosynthèse primordiale, quelques minutes après le Big Bang. Cependant, l'abondance observée du lithium dans l'univers actuel pose un problème majeur connu sous le nom de « problème cosmologique du lithium ». Les modèles du Big Bang prédisent une abondance de lithium-7 environ trois fois supérieure à celle observée dans les étoiles anciennes de notre galaxie.
Dans les étoiles, le lithium est rapidement détruit par fusion nucléaire à des températures relativement basses (environ 2,5 millions de kelvins), bien inférieures aux températures requises pour brûler l'hydrogène. Cette destruction rend le lithium un excellent traceur pour étudier les processus de mélange interne des étoiles et leur évolution. La mesure de l'abondance du lithium dans différents types d'étoiles permet aux astrophysiciens de contraindre les modèles stellaires et de comprendre l'histoire chimique de la galaxie.
Le lithium-6, bien que rare, peut être produit par des réactions de rayons cosmiques dans le milieu interstellaire. Son rapport avec le lithium-7 fournit des informations précieuses sur l'intensité des rayons cosmiques dans le passé de notre galaxie et sur les processus de nucléosynthèse galactique.
L'étude spectroscopique du lithium dans les atmosphères d'exoplanètes et de naines brunes permet également de déterminer leur âge et leur historique thermique, car la présence ou l'absence de lithium indique si l'objet a atteint des températures internes suffisantes pour le détruire.
N.B. :
Le « problème cosmologique du lithium » reste l'une des énigmes non résolues de la cosmologie moderne. Plusieurs hypothèses ont été proposées pour expliquer cette discordance : destruction du lithium dans les premières étoiles, erreurs dans les modèles de nucléosynthèse primordiale, physique au-delà du modèle standard, ou biais observationnels dans la mesure de l'abondance du lithium. Cette énigme illustre que même les éléments les plus simples peuvent révéler des aspects profonds et mystérieux de l'évolution de notre univers, et sa résolution pourrait avoir des implications majeures pour notre compréhension de la physique fondamentale et de la cosmologie.
