Литий

Литият е химичен елемент със символ Li и атомен номер 3. Той е мек сребристо-бял алкален метал. При стандартни условия е най-лекият метал и най-лекият твърд елемент. Подобно на всички алкални метали, литият е силно реактивоспособен и затова се съхранява в петрол. Той е с метален блясък, но изложен на въздух, бързо потъмнява. Литий се изолира в чист вид чрез електролиза на смес от стопилка на литиев хлорид и калиев хлорид.

Литий
Литий – мек сребристо-бял метал Мек сребристо-бял метал
Спектрални линии на литий Спектрални линии
Хелий ← Литий → Берилий H ↑ Li ↓ Na H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Cs Ba La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Fr Ra Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Nh Fl Mc Lv Ts Og Периодична система
Общи данни
Име, символ, Z	Литий, Li, 3
Група, период, блок	1, 2, s
Химическа серия	алкален метал
Електронна конфигурация	[He] 2s1
e- на енергийно ниво	2, 1
CAS номер	7439-93-2
Свойства на атома
Атомна маса	6,941 u
Атомен радиус (изч.)	145 (167) pm
Ковалентен радиус	134 pm
Радиус на ван дер Ваалс	182 pm
Степен на окисление	1
Оксид	Li2O (силно основен)
Електроотрицателност (Скала на Полинг)	0,98
Йонизационна енергия	I: 520,2 kJ/mol II: 7298,1 kJ/mol III: 11 815 kJ/mol
Физични свойства
Агрегатно състояние	твърдо вещество
Кристална структура	кубична обемноцентрирана
Плътност	535 kg/m3
Температура на топене	453,69 K (180,69 °C)
Температура на кипене	1615 K (1342 °C)
Моларен обем	13,02×10-6 m3/mol
Специф. топлина на топене	3 kJ/mol
Специф. топлина на изпарение	145,92 kJ/mol
Налягане на парата P (Pa) 1 10 102 103 104 105 T (K) 797 885 995 1144 1337 1610
Скорост на звука	6000 m/s при 20 °C
Специф. топл. капацитет	3582 J/(kg·K)
Специф. електропроводимост	10,8×106 S/m
Специф. ел. съпротивление	92,8 Ω.mm2/m при 20 °C
Топлопроводимост	84,8 W/(m·K)
Магнетизъм	парамагнитен
Модул на еластичност	4,9 GPa
Модул на срязване	4,2 GPa
Модул на свиваемост	11 GPa
Твърдост по Моос	0,6
Твърдост по Бринел	5 MPa
История
Наименуван	от гръцкото λίθος, означаващо камък
Откритие	Йохан Август Арфведсон (1817 г.)
Изолиране	Уилям Томас Бранд (1821 г.)
Най-дълготрайни изотопи
Изотоп ИР ПП ТР ПР 6Li 5 % стабилен 7Li 95 % стабилен
Литий в Общомедия

Трансмутацията на литиевите атоми до хелий през 1932 г. е първата ядрена реакция, предизвикана от човек, а литиевият деутерид (LiD) се използва във верижните термоядрени реакции в ядрените оръжия.

Откриване

При анализа на минерала петалит (LiAiSi₄O₁₀) шведският химик и минералог Йохан Август Арфведсон през 1817 г. достига до неизвестен остатък. Това се оказва сулфат, който не е сходен със сулфата на натрия и калия, а на неизвестен метал. След 38 години литият е изолиран в свободен вид чрез електролиза на стопилка на литиев хлорид.

Етимология

Берцелиус, учителят на Арфведсон, дава името „литий“ и знак Li, от гръцката дума „литос“ – камък, тъй като за разлика от натрия и калия, които тогава са открити в растения, новия метал е открит в камък.

Разпространение

Литият е на 25-о място по разпространеност в Слънчевата система, а в земната кора е на 35-о място. Литият не се среща свободно в природата, а само под формата на йонни съединения – пегматитни минерали, които някога са били основният източник на литий.

Литият влиза в състава на повече от 150 минерала. Най-важните минерали, съдържащи литий, са лепидолит, сподумен, петалит и амблигонит (всички те са алумосиликати). Литият често съпътства някои магнезиеви минерали, замествайки магнезия в тях, тъй като атомнте радиуси на Li и Mg са близки.

Физични свойства

Литият е достатъчно мек, за да бъде срязан с нож. Когато се среже, повърхността му има сребристо-бял цвят, който на въздух бързо се променя до сиво поради окисляване до литиев оксид и. Той има една от най-ниските точки на топене, сред всички метали (180 °C), но е с най-високите точки на топене и кипене спрямо останалите алкални метали.

Литият има много ниска плътност (0,534 g/cm³), близка до тази на бора. Той плава дори и в най-леките въглеводороди и е един трите метала, които могат да плават във вода – другите са натрий и калий.

Коефициентът на топлинно разширение на лития е два пъти по-голям от този на алуминия и почти четири пъти по-голям от този на желязото. Литият е свръхпроводим под 400 μK при стандартно налягане и при по-високи температури (>9 К) и много високи налягания (>20 GPa). При температури под 70 К, литият, подобно на натрия, претърпява трансформации на промяна в кристалната структура. При 4,2 К има ромбоедрична кристална структура с деветстепенно повторение, а при по-високи температури, тя се трансформира в кубична стенноцентрирана, а след това в кубична обемноцентрирана. При температура 4 К ромбоедричната структура е преобладаваща. За лития при високи налягания са установени множество алотропни форми.

Литият е добър проводник на топлина и електричество.

Разтваря се в течен амоняк без да отделя водород. Разредените му амонячни разтвори имат син цвят.

Изотопи

Природният литий има два стабилни изотопа – ⁶Li и ⁷Li. Получени са изкуствено и са изследвани осем радиоактивни изотопа. Те имат периоди на полуразпад под секунда.

При облъчването на ⁷Li с ускорени протони протича ядрената реакция:

${\ce {^7 Li + p ->2 ^{4}Li + \gamma}}$.

⁷Li има напречно сечение на залавяне на топлинни неутрони 0,033 b, докато ⁶Li взаимодейства с топлинни неутрони по реакцията:

${\ce {^6 Li + ^1n -> ^3T + ^4He}}$.

Тази реакция е единственият промишлен източник за получаването на тритий.

Химични свойства

Литият заема първо място в IA група и е първият алкален метал. Електронната му структура е K2s¹ – прибавя се един 2s-електрон спрямо хелия.

Подобно на другите алкални метали, литият има един валентен електрон, който лесно се отдава, за да се образува катион. Най-слабо реактивен е от алкалните метали. Ниската реактивност на лития се дължи на близостта на неговия валентен електрон до ядрото му. Най-малкият по размер Li⁺ йон в групата има най-голяма хидратационна енергия, за която има значение и по-слабото екраниране на ядрото от 1s²-електроните. Има постоянна първа валентност.

В газообразно състояние литият образува двуатомна молекула Li₂, като връзката Li–Li е най-здравата от алкалните метали.

Литият реагира лесно с водата, но със значително по-слаба сила от другите алкални метали. Реакцията води до образуване на водород и литиев хидроксид. Поради своята реактивоспособност към водата, литият обикновено се съхранява в среда от петрол. Във влажен въздух, литият бързо потъмнява за да образува черно покритие от литиев хидроксид (LiOH и LiOH·H₂O), литиев нитрид (Li₃N) и литиев карбонат (Li₂CO₃) – резултат на вторична реакция между LiOH и CO₂.

Когато бъдат поставени върху пламък, литиевите съединения оцветяват пламъка в розово-червеникав цвят, но когато изгарят силно, пламъкът става сребрист. Литият се запалва и гори в среда от кислород и когато е изложен на вода или водни пари. Литият е запалим и потенциално експлозивен, когато е изложен на въздух и особено на вода, макар и в по-малка степен от другите алкални метали. Реакцията на лития с водата при нормални температури е бурна, но не е съпроводена с взрив, защото отделящият се водород не се самозапалва. Както при всички алкални метали, пожарите причинени от литий са трудни за гасене, изискващи пожарогасители със сух прах (тип D). Литият е един от малкото метали, които реагират с азота при нормални условия.

Реагира лесно с азота, въглерода и силиция.

С всички киселини дава съответните много разтворими във вода соли, с изключение на LiF, Li,CO₃ и LiPO₄.

Литият има диагонално сходство с магнезия, елемент с подобен атомен и йонен радиус. Химичните прилики между двата метала включват образуването на нитриди, чрез взаимодействие с N₂, образуването на оксиди (Li₂O) и пероксиди (Li₂O₂), когато се изгори в О₂, както и соли с подобни разтворимости и термична нестабилност от карбонатите и нитридите. Литият реагира с водорода при по-високи температури и води до образуване на литиев хидрид (LiH).

Съединения

Халогениди

Литият образува LiF, LiCl, LiBr и LiI. Те се разтварят в някои кислородсъдържащи оргнични разтворители за сметка на образуването на разтворими комплекси.

LiCl и LiF се използват като флюсии при заваряването на алуминиеви съдове.

Оксид, пероксид и хидроксид

При загряване на литий във въздух се получават Li₂O и Li₂O₂.

Литиевият оксид (Li₂O) е безцветен кристал с кубична решетка. Във влажен въздух образува Li₃N, LiOH и Li₂CO₃. Оксидът е стабилен до 500 °C.

Литиевият пероксид (Li₂O₂) се получава при взаимодействие на етанолов разтвор на LiOH с H₂O₂. Първоначален продукт е литиевият хидрогенпероксид, който се разпада поради своята нестабилност:

${\ce {LiOH + H2O2 -> LiOOH + H2O}}$,

${\ce {2LiOOH -> Li2O2 + H2O2}}$.

Той се използва в космическите кораби за получаване на кислород:

${\ce {2Li2O2 + 2CO2 -> 2Li2CO3 + O2 ^}}$.

Литиевият хидроксид (LiOH) е твърдо, бяло, силно хигроскопично вещество с ниска температура на топене – 471 °C. Получава се при взаимодействието на Li₂O с вода. При обикновени условия е монохидрат. Обезводнява се лесно при нагряване при понижено налгане. При загряване се обезводнява до Li₂O. Прибавя се към електролита на алкалните акумулатоори, защото повишава тяхната мощност.

Съдинения с кислородсъдържащи киселини

Литият образува много стабилни соли с кислородсъдържащи киселини – борати, амиди, карбонати, нитрати и други.

Литиевият карбонат (Li₂CO₃), както и магнезиевият, при загряване се разлага до Li₂O:

${\ce {Li2CO3 ->[{t°}] Li2O + CO2 ^}}$.

Литиевият карбонат влиза в състава на различни видове емайли за понижаване на теплературата на стопилката. Прибавен при производството на стъкла, придава нечупривост на изделието. Не е изолиран LiHCO₃.

При загряване литиевият нитрат (LiNO₃) се разлага направо на Li₂O поради нестабилността на LiNO₂:

${\ce {LiNO3->[{t°}]Li2O + 2NO2 + 1/2 O2}}$.

Използва се фойерверки и светлинни сигнали в тъмночервен цвят. Кристализира с три молекули вода.

Литиевият сулфат (Li₂SO₄) не образува стипци.

Литиевият ниобат (LiNbO₃) има ромбоедична решетка. Това е прозрачен сенгетоелктрик, относително твърд и плътен материал, особено подходящ в електрооптиката. Използва се в пиезоелектричните преобразуватели.

Други съединения

Литият образува фулериди от вида C₆Li, C₁₂Li, C₁₈Li.

Известни са Li₃N и няколко фосфида – Li₂P₁₆, Li₃P₂₁.

Литият формира и стабилен карбид (Li₂C₂), докато другите алкални метали не образуват стабилни карбиди.

Литиевият хидрид (LiH) е особено устойчиво съединение в сравнение с хидридите на алкалните метали. Използва се в спасителни съоръжения за самолети и кораби в открито море. Реагира с водата и амоняка до хидроксид и имид, респективно:

${\ce {2LiH + H2O -> 2LiOH + 2H2 ^}}$,

${\ce {2LiH + NH3 -> Li2NH2 + 2H2 ^}}$.

Други известни съединения включват сулфид (Li₂S) и борхидрид (LiBH₄). Литиево-алуминиевият хидрид (LiAlH₄) обикновено се използва, като редуциращ агент в органичния синтез.

LiHe е съединение, дължащо се изцяло на ван дер Ваалсови връзки, чието образуване е възможно само при много ниски температури.

Органични съединения

Известни са множество органолитиеви реагенти, в които има директна връзка между въглеродни и литиеви атоми, което ефективно създава карбениев йон. Органолитиеви съединения са изключително силни основи и нуклеофили. В много от тези органолитиеви съединения, литиевите йони се подреждат във високосиметрични клъстери, които са сравнително обичайни и за останалите алкални метали.

Метод за получаването на тези производни е чрез органоживачни съединения:

${\ce {2Li + Hg2Ar/Hg2R -> 2LiAr/2LiR + 2Hg}}$.

Процесът се извършва в органичен разтворител.

Органолитиевите съединения се използат в полимеризационни процеси.

При лития е получен тъмносин литиев криптат с формула [Li(криптат)]⁺e^-. Това съединение електрид.

История на изследванията

^{Този раздел е празен или е мъниче. Можете да помогнете на Уикипедия, като го разширите.}

Литият започва да се изучава усилено след средата на 20 век.

Производство

^{Този раздел е празен или е мъниче. Можете да помогнете на Уикипедия, като го разширите.}

Благодарение на неговата разтворимост като йон, литият присъства в морската вода и тя е главният източник за получаването му.

Металният литий най-често се получава чрез електролиза на разтопена смес от 55% LiCl и 45% KCl при 450 °C. Отделящия се на анода хлор е ценен страничен продукт. За получаване на литий се прилага и редукция с други елементи, образуващи устойчиви оксиди:

${\ce {2Li2O + Si -> SiO2 + 4Li}}$.

Приложение

^{Този раздел е празен или е мъниче. Можете да помогнете на Уикипедия, като го разширите.}

Литият и неговите съединения имат няколко индустриални приложения включително при производството на топлоустойчиво стъкло и керамика, литиеви смазочни масла, добавка при производство на желязо, стомана, алуминий и литиево-йонни батерии. Тези потребления консумират почти ¾ от произведения литий.

Съединения на лития се използват във вентилационните системи на космическите кораби, подводници, за надуване на спасителни лодки, в стъкларската (за специални оптически стъкла, използвани при работа с рентгенови лъчи) и керамичната индустрия, като фунгицид, в литиево-йонните батерии. В пиротехниката литиевите съединения се използват за производство на светещи червени ракети.

Литият има приложения в ядрената физика.

Литиевият деутерид LiD (съединението на лития с деутерия – тежкия изотоп на водорода) поради удобните си физични свойства е единственото гориво, което се използва при водородните бомби за осъществяването на термоядрен взрив.

Използва се за направата на леки и твърди сплави за самолетостроенето. Една такава литиева сплав е със състав 85% Mg, 14% Li и 1% Al. Литият се използва за очистване на газови смеси от азот.

Съединения на лития се използват като ефективно средство в медицината (психиатрия) при лечението на биполярни разстройства.

Биологични ефекти

^{Този раздел е празен или е мъниче. Можете да помогнете на Уикипедия, като го разширите.}

Литият присъства в биологичните системи в малки количества, но неговите функции са неясни. Литиевите соли (LiCO₃) се използват в производството на лекарства, при лечението на биполярно разстройство.

Техника на безопасност

^{Този раздел е празен или е мъниче. Можете да помогнете на Уикипедия, като го разширите.}

Вижте също

• Периодична система на елементите