CARBONATE DE LITHIUM

Le carbonate de lithium se présente sous la forme d'une poudre blanche. Fort irritant lorsqu'il est dissous dans l'eau.

Numéro CE: 209-062-5
Formule chimique: Li2CO3
Masse molaire: 73,89 g / mol
Apparence: poudre blanche inodore
Densité: 2,11 g / cm3
Point de fusion: 723 ° C (1,333 ° F; 996 K)
Point d'ébullition: 1310 ° C (2390 ° F; 1580 K) Se décompose à partir de ~ 1300 ° C
Indice de réfraction (nD)
Viscosité: 4,64 cP (777 ° C)

solubilité dans l'eau

1,54 g / 100 ml (0 ° C)
1,43 g / 100 ml (10 ° C)
1,29 g / 100 ml (25 ° C)
1,08 g / 100 ml (40 ° C)
0,69 g / 100 ml (100 ° C)

Le lithium est utilisé pour traiter les épisodes maniaques depuis le 19e siècle. Bien qu'il soit largement utilisé, son mécanisme d'action est encore inconnu. Le carbonate de lithium a une gamme thérapeutique étroite et une surveillance attentive est donc nécessaire pour éviter les effets indésirables

Pour le traitement du trouble bipolaire, il figure sur la liste des médicaments essentiels de l'Organisation mondiale de la santé, les médicaments les plus importants nécessaires dans un système de santé de base.

Le carbonate de lithium est un solide cristallin monoclinique blanc. Typiquement pour les carbonates, le carbonate de lithium réagit avec des acides plus forts que le dioxyde de carbone ou l'acide carbonique pour donner le sel de lithium de l'acide et du dioxyde de carbone.

Occurrence

Le carbonate de lithium se trouve dans les minerais avec d'autres minéraux. Il peut être extrait facilement car il est insoluble dans l'eau, ainsi l'eau chaude est utilisée pour l'isoler des autres composés chimiques présents dans les minerais.

Propriétés physiques
Le carbonate de lithium est une poudre blanche inodore. Sa densité est de 2,11 g mL-1. Le point de fusion du carbonate de lithium est de 724 ºC et son point d'ébullition est de 1310 ºC. Il est insoluble dans l'eau chaude, l'acétone, l'ammoniaque et l'éthanol. Il est peu soluble dans l'eau froide (sa solubilité dans l'eau diminue avec l'augmentation de la température). Il est soluble dans l'acide acétique.

Propriétés chimiques

Le carbonate de lithium est un sel de lithium le plus utilisé et il est largement commercialisé pour le traitement de la bipolarité. Le lithium est l'ion le plus similaire au sodium, par sa taille et sa charge, il est donc un concurrent du sodium dans l'échange transmembranaire dans les cellules nerveuses, il peut donc être affecté par la libération de neurotransmetteurs. Le carbonate de lithium peut également être utilisé pour élever les leucocytes périphériques.

Propriétés et réactions

Contrairement au carbonate de sodium, qui forme au moins trois hydrates, le carbonate de lithium n'existe que sous forme anhydre. Sa solubilité dans l'eau est faible par rapport aux autres sels de lithium. L'isolement du lithium à partir d'extraits aqueux de minerais de lithium capitalise sur cette faible solubilité. Sa solubilité apparente augmente de 10 fois sous une légère pression de dioxyde de carbone; cet effet est dû à la formation du bicarbonate métastable, qui est plus soluble

Li2CO3 + CO2 + H2O ⇌ 2 LiHCO3

L'extraction du carbonate de lithium à haute pression de CO2 et sa précipitation lors de la dépressurisation est à la base du procédé québécois.

Le carbonate de lithium peut également être purifié en exploitant sa solubilité diminuée dans l'eau chaude. Ainsi, le chauffage d'une solution aqueuse saturée provoque la cristallisation du Li2CO3.

Le carbonate de lithium et les autres carbonates du groupe 1 ne se décarboxylent pas facilement. Le Li2CO 3 se décompose à des températures d'environ 1300 ° C.

Production

Le lithium est extrait principalement de deux sources: les cristaux de pegmatite et le sel de lithium des piscines de saumure. Environ 30 000 tonnes ont été produites en 1989. Il existe également sous forme de zabuyélite minéral rare.

Le carbonate de lithium est généré en combinant du peroxyde de lithium avec du dioxyde de carbone. Cette réaction est à la base de certains purificateurs d'air, par exemple dans les engins spatiaux, utilisés pour absorber le dioxyde de carbone:

2 Li2O2 + 2 CO2 → 2 Li2CO3 + O2

Ces dernières années, de nombreuses petites sociétés minières ont commencé à explorer des projets de lithium en Amérique du Nord, en Amérique du Sud et en Australie afin d'identifier des gisements économiques susceptibles d'apporter de nouveaux approvisionnements en carbonate de lithium en ligne afin de répondre à la demande croissante du produit.

Les usages
Le carbonate de lithium est un produit chimique industriel important. Il forme des flux à bas point de fusion avec de la silice et d'autres matériaux. Les verres dérivés du carbonate de lithium sont utiles dans la vaisselle. Le carbonate de lithium est un ingrédient commun dans les glaçures céramiques à feu doux et à feu élevé. Ses propriétés alcalines sont propices au changement d'état des colorants d'oxyde métallique dans l'émail en particulier l'oxyde de fer rouge (Fe2O3)

Le ciment durcit plus rapidement lorsqu'il est préparé avec du carbonate de lithium et est utile pour les adhésifs pour carrelage. Lorsqu'il est ajouté au trifluorure d'aluminium, il forme du LiF qui donne un électrolyte supérieur pour le traitement de l'aluminium. Il est également utilisé dans la fabrication de la plupart des cathodes de batterie lithium-ion, qui sont faites d'oxyde de lithium et de cobalt.

Le carbonate de lithium est principalement utilisé par l'industrie pharmaceutique dans les traitements contre la psychose maniaco-dépressive. Il est également utilisé par l'industrie chimique dans la production d'autres composés du lithium, en particulier des sels de lithium comme le chlorure de lithium et le bromure de lithium. Le carbonate de lithium est également une matière première pour la fabrication du verre et de la porcelaine. Il est également ajouté dans les cellules électrolytiques pour l'électrolyse de l'aluminium car il contribue à augmenter l'efficacité de la cellule et il est un composant de nombreux semi-conducteurs et catalyseurs chimiques.

Utilisations médicales

En 1843, le carbonate de lithium a été utilisé comme nouveau solvant pour les calculs dans la vessie. En 1859, certains médecins ont recommandé une thérapie aux sels de lithium pour un certain nombre de maux, y compris la goutte, les calculs urinaires, les rhumatismes, la manie, la dépression et les maux de tête. En 1948, John Cade a découvert les effets antimaniques des ions lithium. Cette découverte a conduit le lithium, en particulier le carbonate de lithium, à être utilisé pour traiter la manie associée au trouble bipolaire.

Le carbonate de lithium est utilisé pour traiter la manie, la phase élevée du trouble bipolaire. Les ions lithium interfèrent avec les processus de transport des ions (voir «pompe à sodium») qui relaient et amplifient les messages transmis aux cellules du cerveau. La manie est associée à des augmentations irrégulières de l'activité de la protéine kinase C (PKC) dans le cerveau. Le carbonate de lithium et le valproate de sodium, un autre médicament traditionnellement utilisé pour traiter le trouble, agissent dans le cerveau en inhibant l'activité de la PKC et aident à produire d'autres composés qui inhibent également la PKC. Les propriétés de contrôle de l'humeur du carbonate de lithium ne sont pas entièrement comprises.

Effets secondaires

étourdissements, essoufflement, fièvre, augmentation de la soif ou de la miction, hallucinations, problèmes de mémoire, manque de coordination, perte de contrôle des intestins ou de la vessie et convulsions (convulsions)

Effets sur la santé / risques pour la sécurité: Le carbonate de lithium peut être extrêmement toxique par ingestion en grandes quantités. Il peut également provoquer des effets secondaires et d'autres maladies telles que le diabète insipide néphrogénique. Ce n'est pas inflammable.

Secteurs de traitement de l'industrie

Toute autre fabrication de produits chimiques inorganiques de base

Fabrication de tous les autres produits chimiques et préparations

Construction

Fabrication d'équipements électriques, d'appareils et de composants

Fabrication de produits métalliques fabriqués

Fabrication de produits minéraux non métalliques (comprend la fabrication d'argile, de verre, de ciment, de béton, de chaux, de gypse et d'autres produits minéraux non métalliques.

Fabrication de produits pharmaceutiques et de médicaments

Fabrication de métaux primaires

Utilisé comme additif dans les flux de soudage spécialisés.

Effets indésirables
La prise de sels de lithium comporte des risques et des effets secondaires. Une utilisation prolongée du lithium pour traiter divers troubles mentaux est connue pour entraîner un diabète insipide néphrogénique acquis. L'intoxication au lithium peut affecter le système nerveux central et le système rénal et peut être mortelle.

Colorant rouge
Le carbonate de lithium est utilisé pour donner une couleur rouge aux feux d'artifice.

Occurrence naturelle
Le carbonate de lithium naturel est connu sous le nom de zabuyelite. Ce minéral est lié aux dépôts de certains lacs salés et de certaines pegmatites

Mécanisme d'action
Le mécanisme d'action du lithium est encore inconnu. Cependant, la «théorie de la déplétion de l'inositol» suggère 3 potentiels principaux. Ces cibles sont l'inositol monophosphatase, l'inositol polyphosphatase et la glycogène synthase kinase

La «théorie de l'appauvrissement de l'inositol» suggère que le lithium se comporte comme un inhibiteur non compétitif de l'inositol monophosphatase d'une manière inversement proportionnelle au degré de stimulation. Cette inhibition abaisse les niveaux d'inositol triphosphate. Cependant, les inhibiteurs plus puissants de l'inositol monophosphatase ne sont pas aussi efficaces sur le plan clinique et de faibles taux d'inositol triphosphate sont associés à des troubles de la mémoire.

Le lithium agit sur l'inositol polyphosphatase en tant qu'inhibiteur non compétitif3. On pense que cette inhibition a de multiples effets en aval qui doivent encore être clarifiés3.

Le lithium régule la phosphorylation de GSK-3 qui régule d'autres enzymes par phosphorylation. Le lithium peut également inhiber la GSK-3 en interférant avec l'ion magnésium dans le site actif.