Tekst źródłowy strony Lit

{{inne znaczenia|pierwiastka chemicznego}}
{{Pierwiastek infobox
 |nazwa                                   = Lit
 |symbol                                  = Li
 |liczba atomowa                          = 3
 |radioaktywność                          = 
 |poprzedni w okresie                     = –
 |następny w okresie                      = [[beryl (pierwiastek)|beryl]]
 |poprzedni w grupie                      = [[wodór|H]]
 |następny w grupie                       = [[sód|Na]]
 |wygląd                                  = srebrzystobiały
 |1. grafika                              = Limetal.JPG
 |opis 1. grafiki                         = 
 |2. grafika                              = 
 |opis 2. grafiki                         = 
 |3. grafika                              = Spectrum Lines of Li.png
 |opis 3. grafiki                         = [[Widmo emisyjne]] litu
 |nazwa łacińska                          = lithium
 |grupa                                   = [[Litowce|1 (IA)]]
 |okres                                   = [[Pierwiastki drugiego okresu|2]]
 |blok                                    = [[blok s|s]]
 |stopień utlenienia                      = I
 |właściwości metaliczne                  = metal alkaliczny
 |właściwości tlenków                     = silnie [[skala pH|zasadowe]]
 |masa atomowa                            = 6,94 ± 0,06<ref group="uwaga">{{IUPAC-SAW2021|uwaga=pzm|wartość = [6,938, 6,997]}}</ref><ref name="CIAAW">{{IUPAC-SAW2021}}</ref>
 |stan skupienia                          = stały
 |gęstość                                 = 535 [[kilogram na metr sześcienny|kg/m³]]
 |temperatura topnienia                   = 180,54
 |tt źródło                               = <ref name="CRCHandbook" /><ref name="PubChem" />
 |tt warunki niestandardowe               = 
 |temperatura wrzenia                     = 1342
 |tw źródło                               = <ref name="CRCHandbook" /><ref name="PubChem" />
 |tw warunki niestandardowe               = 
 |numer CAS                               = 7439-93-2
 |PubChem                                 = 3028194
 |promień atomowy                         = 152 [[pikometr|pm]] (empiryczny); 167 pm (obliczony)<ref name="webelements">{{Cytuj stronę |url = http://www.webelements.com/lithium/atom_sizes.html |tytuł = WebElements Periodic Table of the Elements – Lithium: radii of atoms and ions |opublikowany = |data = |data dostępu = 2010-11-15}}</ref>
 |promień walencyjny                      = 128 pm<ref name="webelements" />
 |promień van der Waalsa                  = 182 pm<ref name="webelements" />
 |konfiguracja elektronowa                = {{Konfiguracja elektronowa|He|2s|1}}
 |zapełnienie powłok                      = 2, 1
 |elektrony walencyjne                    = 
 |elektroujemność w skali Paulinga        = 0,98
 |elektroujemność w skali Allreda         = 0,97
 |I potencjał jonizacyjny                 = 520,2 kJ/mol
 |II potencjał jonizacyjny                = 7298,1 kJ/mol
 |III potencjał jonizacyjny               = 11815,0 kJ/mol
 |punkt potrójny                          = 
 |temperatura krytyczna                   = 
 |ciśnienie krytyczne                     = 
 |tk i ck źródło                          = 
 |ciepło parowania                        = 145,92 [[Kilodżul na mol|kJ/mol]]
 |ciepło topnienia                        = 3 kJ/mol
 |ciśnienie pary nasyconej                = 1,63{{E|−8}} [[Paskal|Pa]] (453 K)
 |prędkość dźwięku                        = 6000 [[metr na sekundę|m/s]] (293,15 K)
 |rezystywność                            = 
 |konduktywność                           = 10,8{{E|6}} [[Simens|S]]/m
 |ciepło właściwe                         = 3582 [[dżul na kilogram-kelwin|J/(kg·K)]]
 |przewodność cieplna                     = 84,7 [[wat na metr-kelwin|W/(m·K)]]
 |układ krystalograficzny                 = regularny przestrzennie centrowany
 |twardość w skali Mohsa                  = 0,5
 |twardość w skali Brinella               = 
 |moduł Younga                            = 
 |moduł Kirchhoffa                        = 
 |współczynnik sprężystości objętościowej = 
 |właściwości magnetyczne                 = 
 |objętość molowa                         = 13,02{{E|−6}} m³/[[mol]]
 |izotopy                                 = 
{{Pierwiastek infobox/izotop|Li|6|7,5%|stabilny|3}}
{{Pierwiastek infobox/izotop|Li|7|'''92,5%'''|stabilny|4|}}
{{Pierwiastek infobox/izotop|Li|8|syn.|838 [[milisekunda|ms]]|[[rozpad beta minus|β<sup>−</sup>]]<br />β<sup>−</sup>+2[[rozpad alfa|α]]|16,004<br />16,096|<sup>8</sup>[[beryl (pierwiastek)|Be]]<br />brak}}
 |zewnętrzne dane MSDS                    = {{Sigma-Aldrich|444456|ALDRICH|link=tak|data dostępu=2011-09-30}}
 |zagrożenia GHS źródło                   = {{CLI|13762|CLP=tak|data dostępu=2015-04-10|nazwa= lithium}}
 |piktogram GHS                           = {{Piktogram GHS|02|05}}
 |hasło GHS                               = Niebezpieczeństwo
 |zwroty H                                = {{Zwroty H|260|314}}
 |zwroty EUH                              = {{Zwroty EUH|014}}
 |zwroty P                                = {{Zwroty P|223|231+232|280|305+351+338|370+378|422}}<ref name="Aldrich" />
 |NFPA 704                                = {{NFPA 704|3|2|2|W}}
 |NFPA 704 źródło                         = <ref name="Aldrich-US" />
 |temperatura zapłonu                     = 
 |tz źródło                               = 
 |tz warunki niestandardowe               = 
 |temperatura samozapłonu                 = 
 |ts źródło                               = 
 |ts warunki niestandardowe               = 
 |numer RTECS                             = 
 |dawka śmiertelna                        = 
 |commons                                 = 
 |wikisłownik                             = lit
}}
'''Lit''' ('''Li''', z {{gr.|λίθος ''lithos''}} ‛skała’) – [[pierwiastek chemiczny]] o [[liczba atomowa|liczbie atomowej]] 3<ref name="epwn">{{Encyklopedia PWN | id = 3933184 | tytuł = Lit | data dostępu = 2021-09-30}}</ref>. W czystej postaci jest miękkim, srebrnobiałym [[metale]]m. Należy do grupy metali alkalicznych ([[litowce|litowców]]). W [[Warunki standardowe|warunkach standardowych]] jest najlżejszym metalem i pierwiastkiem o najniższej gęstości w fazie stałej. Jak wszystkie pierwiastki grupy I jest wysoce reaktywny i palny. W związku z tym najczęściej przechowuje się go w [[olej mineralny|olejach mineralnych]], ewentualnie w atmosferze [[gaz obojętny|gazów obojętnych]] (w przypadku litu są to [[Helowce|gazy szlachetne]] – najczęściej [[argon]] lub [[Hel (pierwiastek)|hel]]). Po przecięciu lit ma metaliczny [[połysk]], ale kontakt z wilgotnym powietrzem prowadzi do [[korozja|korozji]], zmieniającej powierzchnię na srebrnoszarą, matową, a następnie, wraz z postępem korozji, na całkowicie czarną lub z licznymi czarnymi plamami.

Z powodu wysokiej [[Reaktywność chemiczna|reaktywności]] lit nie występuje w naturze w stanie wolnym, a jedynie w postaci [[Związek chemiczny|związków]], które zwykle mają [[wiązanie jonowe|budowę jonową]]. Występuje w wielu [[pegmatyt]]ach oraz wodzie morskiej, gdyż kation litowy ({{chem2|Li+}}) jest dobrze rozpuszczalny. Najczęściej otrzymuje się go z [[solanka (woda mineralna)|solanek]] i [[glina|glin]]. Przemysłowo lit uzyskuje się poprzez wydzielanie za pomocą [[elektroliza|elektrolizy]] z mieszaniny [[chlorek litu|chlorku litu]] i [[chlorek potasu|chlorku potasu]].

[[jądro atomowe|Jądro]] litu jest na granicy stabilności, ponieważ oba stabilne [[izotopy]] występujące w przyrodzie mają jedne z najniższych [[energia wiązania|energii wiązań]] jądra atomowego (na [[Nukleony|nukleon]]) ze wszystkich stabilnych jąder atomowych. Względnie mała stabilność powoduje, że lit występuje rzadziej w Układzie Słonecznym od 25 z pierwszych 32 pierwiastków układu okresowego, pomimo małej masy atomowej<ref name="Lodders2003">{{otwarty dostęp}} {{cytuj pismo |autor = Katharina Lodders |tytuł = Solar System Abundances and Condensation Temperatures of the Elements |czasopismo = The Astrophysical Journal |wolumin = 591 |wydanie = 2 |strony = 1220–1247 |rok = 2003 |doi = 10.1086/375492}} Wykres: [[:Plik:SolarSystemAbundances.jpg]].</ref>. Z podobnych powodów lit jest ważnym pierwiastkiem w [[fizyka jądrowa|fizyce jądrowej]]. [[Reakcja jądrowa|Przemiana]] jąder litu w jądra [[Hel (pierwiastek)|helu]] w 1932 roku była pierwszą w pełni dokonaną przez człowieka reakcją jądrową, a [[wodorek litu]] {{chem2|^{7}Li^{2}H}} służy jako [[paliwo jądrowe]] w [[Kontrolowana synteza termojądrowa|kontrolowanych syntezach termojądrowych]]<ref>{{Cytuj stronę |url = http://fas.org/nuke/intro/nuke/design.htm |tytuł = Nuclear Weapon Design |opublikowany = fas.org |archiwum = https://web.archive.org/web/20160828024344/http://fas.org/nuke/intro/nuke/design.htm |zarchiwizowano = 2016-08-28}} Federation of American Scientists (1998-10-21). fas.org.</ref>.

Lit i jego związki mają wiele różnorakich zastosowań przemysłowych, w tym w produkcji [[szkło|szkła]] i [[ceramika|ceramiki]] żaroodpornej, wytrzymałych [[Stop metali|stopów]] używanych w lotnictwie, ogniw litowych i [[akumulator litowo-jonowy|akumulatorów litowo-jonowych]]. Te trzy zastosowania zużywają ponad połowę światowej produkcji litu.

Choć śladowe ilości litu są obecne we wszystkich organizmach, nie ma on wyraźnej funkcji biologicznej. Zwierzęta i rośliny mogą żyć bez niego w zdrowiu. Jednak pobocznych funkcji litu w organizmach nie wykluczono. [[Kation]] litu {{chem2|Li+}} podawany w postaci jednej z soli jest używany jako stabilizator nastroju w leczeniu [[Zaburzenia afektywne dwubiegunowe|choroby afektywnej dwubiegunowej]].

== Właściwości ==
=== Atomowe i fizyczne ===
[[Plik:LithiumPelletsUSGOV.jpg|thumb|upright|left|Granulki litu pokryte białym wodorotlenkiem litu]]
[[Plik:Limetal.JPG|thumb|upright|left|Bryłki litu pokryte cienką czarną warstwą tlenków]]
Jak inne [[litowce]], lit posiada pojedynczy [[elektron walencyjny]], który łatwo jest oddzielany, prowadząc do powstania [[kation]]u (niska energia wiązania elektronu)<ref name="krebs" />. W konsekwencji metaliczny lit jest dobrym przewodnikiem ciepła i elektryczności, a także jest wysoce reaktywny, chociaż najmniej spośród litowców. Niższa od pozostałych litowców reaktywność chemiczna wynika z małej odległości między jądrem atomu a elektronem walencyjnym (mały promień atomu) (pozostałe dwa elektrony są na [[orbital s|orbitalu 1s]] i mają znacznie niższą energię, przez co nie uczestniczą w tworzeniu wiązań chemicznych)<ref name="krebs" />.

Lit metaliczny jest tak miękki, że można go kroić nożem. Po przecięciu ma srebrzysto-biały kolor, który szybko szarzeje wskutek utleniania (tworzą się tlenki, a w obecności wilgotnego powietrza także wodorotlenki i tlenowodorotlenki)<ref name="krebs" />. Mimo że lit charakteryzuje się jedną z najniższych temperatur topnienia spośród metali ({{C|180}}), ma najwyższą temperaturę topnienia i wrzenia ze wszystkich litowców<ref name="CRCHandbook">{{cytuj książkę |nazwisko = Lide |imię = D.R. |tytuł = CRC Handbook of Chemistry and Physics (86th ed.) |wydawca = Boca Raton (FL): CRC Press. |rok = 2005 |isbn = 0-8493-0486-5 |język = en}}</ref>.

Jest najlżejszym metalem w układzie okresowym, w przybliżeniu 0,534&nbsp;g/cm³. Unosi się na powierzchni wody, a nawet nafty, podobnie jak [[sód]] i [[potas]]. Kołek z litu będzie miał podobną wagę jak kołek zrobiony ze średniej twardości drewna, np. sosny. Lit unosi się na wodzie, lecz wchodzi z nią w gwałtowną reakcję<ref name="krebs" />.
[[Plik:Lithium element.jpg|thumb|upright|left|Lit zanurzony w oleju]]
Lit jest najlżejszym pierwiastkiem (o najmniejszej gęstości), który w temperaturze pokojowej nie jest gazem. Drugim w kolejności jest potas, którego gęstość jest o 60% większa od gęstości litu (0,862&nbsp;g/cm³). Ponadto oprócz [[Hel (pierwiastek)|helu]] i [[wodór|wodoru]], jest najlżejszym pierwiastkiem w stałym i ciekłym stanie skupienia, mając 2/3 gęstości [[ciekły azot|ciekłego azotu]] (0,808&nbsp;g/cm³)<ref>{{cytuj stronę |url = http://encyclopedia.airliquide.com/Encyclopedia.asp?LanguageID=11&CountryID=19&Formula=&GasID=5&UNNumber=&EquivGasID=32&VolLiquideBox=&MasseLiquideBox=&VolGasBox=&MasseGasBox=&RD20=29&RD9=8&RD6=64&RD4=2&RD3=22&RD8=27&RD2=20&RD18=41&RD7=18&RD13=71&RD16=35&RD12=31&RD19=34&RD24=62&RD25=77&RD26=78&RD28=81&RD29=82 |tytuł = Nitrogen, N2, Physical properties, safety, MSDS, enthalpy, material compatibility, gas liquid equilibrium, density, viscosity, inflammability, transport properties |opublikowany = Encyclopedia.airliquide.com |data dostępu = 2010-09-29}}</ref>.

[[Współczynnik rozszerzalności|Współczynnik rozszerzalności cieplnej]] litu jest dwa razy większy od aluminium i prawie cztery razy większy niż żelaza<ref>{{cytuj stronę |url = http://www.engineeringtoolbox.com/linear-expansion-coefficients-d_95.html |tytuł = Coefficients of Linear Expansion |opublikowany = Engineering Toolbox}}</ref>. Jego [[pojemność cieplna]] jest najwyższa ze wszystkich pierwiastków stałych. Przy normalnym ciśnieniu lit jest [[nadprzewodnictwo|nadprzewodnikiem]] w temperaturze poniżej 400&nbsp;[[kelwin|μK]]<ref>{{Cytuj pismo |autor = Tuoriniemi, J.; Juntunen-Nurmilaukas, K.; Uusvuori, J.; Pentti, E.; Salmela, A.; Sebedash, A |tytuł = Superconductivity in lithium below 0.4 milikelvin at ambient pressure |czasopismo = Nature |doi = 10.1038/nature05820 |rok = 2007 |wolumin = 447 |wydanie = 7141 |strony = 187–189 |pmid = 17495921 |bibcode = 2007Natur.447..187T}}</ref>, przy wyższych temperaturach (powyżej 9 K) staje się nim dla ciśnienia rzędu 20 GPa lub wyższego<ref>{{Cytuj pismo |autor = Struzhkin, V.V.; Eremets, M.I.; Gan, W; Mao, H.K.; Hemley, R. J |tytuł = Superconductivity in dense lithium |czasopismo = Science |doi = 10.1126/science.1078535 |rok = 2002 |wolumin = 298 |wydanie = 5596 |strony = 1213–1215 |pmid = 12386338 |bibcode = 2002Sci...298.1213S}}</ref>. W temperaturach poniżej 70 K, lit, podobnie jak sód, ulega [[przemiana martenzytyczna|przemianie martenzytycznej]]. W temperaturze 4,2&nbsp;K przyjmuje [[romboedryczny]] układ krystalograficzny (z powtarzalnością co 9 warstw); w wyższych temperaturach układ zmienia się w [[układ regularny|regularny]] ściennie centrowany (fcc), a jeszcze wyższych w układ regularny przestrzennie centrowany (bcc). W temperaturze ciekłego helu (4&nbsp;K) struktura romboedryczna występuje najczęściej<ref name="overhauser">{{Cytuj pismo |nazwisko = Overhauser |imię = A.W. |tytuł = Crystal Structure of Lithium at 4.2 K |czasopismo = Physical Review Letters |doi = 10.1103/PhysRevLett.53.64 |wolumin = 53 |strony = 64–65 |rok = 1984 |bibcode = 1984PhRvL..53...64O}}</ref>. Pod wysokim ciśnieniem zaobserwowano wiele form alotropowych litu<ref>{{cytuj pismo |nazwisko = Schwarz |imię = Ulrich |tytuł = Metallic high-pressure modifications of main group elements |czasopismo = Zeitschrift für Kristallographie |wolumin = 219 |strony = 376 |rok = 2004 |doi = 10.1524/zkri.219.6.376.34637 |wydanie = 6}}</ref>.

=== Charakterystyka ===
Lit łatwo reaguje z wodą, lecz zauważalnie mniej żywiołowo niż pozostałe litowce. W reakcji tej wydziela się [[wodór]] i powstaje wodny roztwór [[wodorotlenek litu|wodorotlenku litu]]<ref name="krebs" />. Wodorotlenek litu jest słabszą zasadą niż [[wodorotlenek sodu]]. Z powodu łatwości reakcji z wodą (także z wilgocią z powietrza), lit jest zwykle przechowywany pod warstwą węglowodorów, najczęściej [[parafina|parafiny]]. Chociaż cięższe litowce mogą być przechowywane w gęstszych substancjach (np. w [[Olej mineralny|olejach mineralnych]]), lit nie jest wystarczająco gęsty, by się w nich w pełni zanurzyć<ref name="emsley" />. W wilgotnym powietrzu gwałtownie ciemnieje w wyniku pokrycia powierzchni czarnym [[wodorotlenek litu|wodorotlenkiem litu]] (LiOH i {{chem2|LiOH*H2O}}), [[azotek litu|azotkiem litu]] ({{chem2|Li3N}}) i [[węglan litu|węglanem litu]] ({{chem2|Li2CO3}}), który tworzy się we wtórnych reakcjach LiOH i [[dwutlenek węgla|dwutlenku węgla]] ({{chem2|CO2}})<ref name="kamienski" />.

[[Plik:Butyllithium-hexamer-from-xtal-3D-balls-A.png|thumb|upright|left|Heksameryczna struktura [[Związki litoorganiczne|n-butylolitu]] w krysztale]]
Związki litu zabarwiają płomień na intensywny karminowy (czerwono-wiśniowy) kolor, natomiast gdy są palne, płomień staje się oślepiająco biały. Lit może się zapalić w atmosferze tlenu gdy zostanie wystawiony na działanie wody lub pary wodnej<ref>{{cytuj pismo |tytuł = On chemical analysis by spectrum-observations |czasopismo = Quarterly Journal of the Chemical Society of Londyn |doi = 10.1039/QJ8611300270 |rok = 1861 |wolumin = 13 |wydanie = 3 |strony = 270}}</ref>. Lit jest [[palność|palny]] i jest potencjalnie wybuchowy w przypadku wystawienia na działanie powietrza, a zwłaszcza wody. Reakcja litu z wodą w temperaturze pokojowej jest intensywna, ale nie gwałtowna, a wodór wytworzony w jej wyniku samoczynnie nie powinien się zapalić (póki woda lub jej para nie przegrzeje się miejscowo do temperatury zapłonu wodoru). Jak w przypadku wszystkich litowców, pożar litu jest wyjątkowo trudny do ugaszenia i wymaga do tego użycia [[proszki gaśnicze|gaśnic proszkowych]] (grupy D). Lit jest jedynym metalem, który reaguje z [[azot]]em w [[warunki normalne|warunkach normalnych]]<ref>{{cytuj książkę |nazwisko = Krebs |imię = Robert E. |autor link = |tytuł = The history and use of our earth’s chemical elements: a reference guide |url = http://books.google.com/books?id=yb9xTj72vNAC&pg=PA47 |wydawca = Greenwood Publishing Group |miejsce = |rok = 2006 |strony = 47 |isbn = 0-313-33438-2}}</ref><ref>{{Cytuj |tytuł = Geochemistry international |url = http://books.google.com/books?id=77McAQAAIAAJ |wydawca = Institute, American Geological; Union, American Geophysical; Society, Geochemical |wolumin = 31 |wydanie = 1–4 |s = 115 |data = 1994}}</ref>.

Lit ma zbliżone właściwości do [[magnez]]u, pierwiastka o podobnym [[promień atomowy|promieniu atomowym]] i [[promień jonowy|jonowym]]. Podobieństwa chemiczne między tymi dwoma metalami obejmują tworzenie [[azotki|azotku]] w reakcji z {{chem2|N2}}. Oba także tworzą [[tlenek litu|tlenek]] ({{chem2|Li2O}}) i [[nadtlenek litu]] ({{chem2|Li2O2}}) w wyniku spalania w {{chem2|O2}}, sole o podobnej [[rozpuszczalność|rozpuszczalności]], oraz [[węglany]] i azotki o małej stabilności termicznej<ref name="kamienski">{{Cytuj książkę |nazwisko = Kamienski, McDonald, Daniel P.; Stark, Marshall W.; Papcun, John R. |imię = Conrad W. |tytuł = Kirk-Othmer Encyclopedia of Chemical Technology |rozdział = Lithium and lithium compounds |wydawca = John Wiley & Sons, Inc. |rok = 2004 |doi = 10.1002/0471238961.1209200811011309.a01.pub2}}</ref><ref name="Greenwood">{{cytuj książkę |nazwisko = Greenwood |imię = Norman N. |nazwisko2 = Earnshaw |imię2 = Alan |tytuł = Chemistry of the Elements |miejsce = Oxford |wydawca = Pergamon Press |rok = 1984 |strony = 97–99 |isbn = 0-08-022057-6}}</ref>. Podobnie jak [[berylowce]] fosforan, węglan i fluorek litu są słabiej rozpuszczalne w wodzie (w stosunku do innych litowców). Podobnie jak inne pierwiastki I grupy, lit reaguje z wodorem w wysokich temperaturach, dając [[wodorek litu]] (LiH)<ref name="Bielanski816">{{Cytuj książkę |nazwisko = Bielański |imię = Adam |autor link = Adam Bielański (chemik) |tytuł = Podstawy chemii nieorganicznej |data = 2002 |wydanie = 5 |wydawca = [[Wydawnictwo Naukowe PWN|PWN]] |miejsce = Warszawa |isbn = 83-01-13654-5 |strony = 816}}</ref>. Kationy {{chem2|Li+}} należą do [[Chemiczna analiza jakościowa związków nieorganicznych|V grupy kationów]].

Inne znane związki dwuskładnikowe litu to [[halogenki]] ([[fluorek litu|LiF]], [[chlorek litu|LiCl]], [[bromek litu|LiBr]], [[jodek litu|LiI]]), [[siarczki|siarczek]] ({{chem2|Li2S}}), [[ponadtlenki|ponadtlenek]] ([[ponadtlenek litu|{{chem2|LiO2}}]]) i [[węgliki|węglik]] ({{chem2|Li2C2}}). Znanych jest również wiele nieorganicznych związków, w których lit łączy się z różnymi [[anion]]ami tworząc sole: [[Oksoborany|boran]] ({{chem2|Li2BO3}}), [[amidki|amidek]] ({{chem2|LiNH2}}), [[węglany|węglan]] ([[węglan litu|{{chem2|Li2CO3}}]]), [[azotany|azotan]] ({{chem2|LiNO3}}), glinowodorek ([[Tetrahydroglinian litu|{{chem2|LiAlH4}}]]), czy borowodorki (np. [[borowodorek litu|{{chem2|LiBH4}}]]). Sole litu w większości są dobrze rozpuszczalne w wodzie, a także stosunkowo dobrą (w porównaniu z solami innych litowców) rozpuszczalnością w rozpuszczalnikach organicznych. Poznano też wiele [[Związki litoorganiczne|związków litoorganicznych]], w których istnieje bezpośrednie [[wiązanie kowalencyjne]] między [[Węgiel (pierwiastek)|węglem]] a litem (sole [[karboanion]]ów). Te ostatnie są bardzo mocnymi [[zasady|zasadami]] i [[nukleofil]]ami. W wielu z tych litoorganicznych związków kationy litowe agregują do klastrów o wysokiej symetrii, co jest dość typowe dla kationów litowców<ref>{{Cytuj książkę |autor = Sapse, Anne-Marie and von R. Schleyer, Paul |tytuł = Lithium chemistry: a theoretical and experimental overview |url = http://books.google.com/books?id=z76sVepirh4C&pg=PA16 |strony = 3–40 |wydawca = Wiley-IEEE |rok = 1995 |isbn = 0-471-54930-4 |język = en}}</ref>. [[LiHe]], słabo oddziałujący związek van der Waalsa, został zidentyfikowany w bardzo niskich temperaturach<ref>{{cytuj pismo |autor = Bretislav Friedrich |url = http://physics.aps.org/articles/v6/42 |czasopismo = APS Physics |wolumin = 6 |wydanie = 42 |data = 8 kwietnia2013 |data dostępu = 2017-02-22}}</ref>.

=== Izotopy ===
Lit występujący w przyrodzie składa się z dwóch stabilnych [[izotopy|izotopów]]: {{chem2|^{6}Li}} i {{chem2|^{7}Li}}. Ten drugi występuje znacznie częściej (92,5% [[abundancja izotopu|zawartości procentowej]] tego izotopu w naturalnie występującym pierwiastku)<ref name="krebs" /><ref name="emsley" /><ref name="isotopesproject">{{cytuj stronę |url = http://ie.lbl.gov/education/parent/Li_iso.htm |tytuł = Isotopes of Lithium |opublikowany = Berkeley National Laboratory, The Isotopes Project |archiwum = https://web.archive.org/web/20080513123152/http://ie.lbl.gov/education/parent/Li_iso.htm |zarchiwizowano = 2008-05-13 |data dostępu = 2008-04-21}}</ref>. Oba naturalnie występujące izotopy mają wyjątkowo niską energię wiązań jądra. Oznacza to, że lit, jako jedyny spośród stabilnych pierwiastków lekkich, może produkować energię poprzez [[rozszczepienie jądra atomowego]]. Jądra litu-6 i litu-7 mają niższe energie wiązania jądra niż jakikolwiek inne stabilne jądro z wyjątkiem [[deuter]]u i [[Hel (pierwiastek)|helu-3]]<ref name="bind">[[:Plik:Binding energy curve - common isotopes.svg]] pokazuje energie wiązania jądra atomowego stabilnych jąder; źródło danych jest podane na rysunku.</ref>. W wyniku tego lit, chociaż ma bardzo małą masę atomową, jest mniej rozpowszechniony w układzie słonecznym niż 25 z pierwszych 32 pierwiastków chemicznych<ref name="Lodders2003" />.
Jak dotąd zostało zbadanych siedem [[izotopy promieniotwórcze|izotopów promieniotwórczych]], spośród których najbardziej stabilnymi są izotopy {{chem2|^{8}Li}} z [[czas połowicznego rozpadu|czasem połowicznego rozpadu]] równym 838 [[milisekunda|ms]] i {{chem2|^{9}Li}} ze średnim czasem życia równym 178&nbsp;ms. Pozostałe izotopy promieniotwórcze mają czas połowicznego rozpadu krótszy niż 8,6&nbsp;ms. Najmniej trwały izotop litu to {{chem2|^{4}Li}}, który rozpada się poprzez [[Emisja protonu|emisję protonu]] i ma średni czas życia równy 7,6{{E|−23}}&nbsp;s.<ref name="nuclidetable">{{cytuj książkę |autor = Sonzogni, Alejandro |tytuł = Interactive Chart of Nuclides |url = https://archive.is/20130712221646/http://www.nndc.bnl.gov/chart/reCenter.jsp?z=104&n=158 |wydawca = Brookhaven National Laboratory |miejsce = National Nuclear Data Center |data dostępu = 2008-06-06}}</ref>

{{chem2|^{7}Li}} jest jednym z [[Pierwotna nukleosynteza|pierwiastków pierwotnych]] wytworzonych w wyniku [[Pierwotna nukleosynteza|nukleosyntezy w czasie Wielkiego Wybuchu]]. W niewielkich ilościach zarówno {{chem2|^{6}Li}}, jak i {{chem2|^{7}Li}} wytwarzane są w gwiazdach, aczkolwiek uważa się, że są zużywane w podobnym tempie jak powstają<ref>{{otwarty dostęp}} {{Cytuj pismo |autor = M. Asplund |tytuł = Lithium Isotopic Abundances in Metal-poor Halo Stars |czasopismo = The Astrophysical Journal |rok = 2006 |doi = 10.1086/503538 |wolumin = 644 |strony = 229 |bibcode = 2006ApJ...644..229A |arxiv = astro-ph/0510636 |nazwisko2 = Lambert |imię2 = David L. |nazwisko3 = Nissen |imię3 = Poul Erik |nazwisko4 = Primas |imię4 = Francesca |nazwisko5 = Smith |imię5 = Verne V.}}</ref>. Dodatkowe nieduże ilości litu obu stabilnych izotopów ({{chem2|^{6}Li}} i {{chem2|^{7}Li}}) mogą pochodzić z wiatru słonecznego, w wyniku oddziaływania promieniowania kosmicznego z cięższymi atomami, a także z rozpadu promieniotwórczego izotopów {{chem2|^{7}[[Beryl (pierwiastek)|Be]]}} i {{chem2|^{10}Be}} we wczesnym okresie istnienia układu słonecznego<ref>{{Cytuj pismo |nazwisko = Chaussidon |imię = M. |tytuł = Li and B isotopic variations in an Allende CAI: Evidence for the in situ decay of short-lived <sup>10</sup>Be and for the possible presence of the short–lived nuclide <sup>7</sup>Be in the early solar system |czasopismo = Geochimica et Cosmochimica Acta |doi = 10.1016/j.gca.2005.08.016 |nazwisko2 = Robert |imię2 = F. |nazwisko3 = McKeegan |imię3 = K.D. |wolumin = 70 |wydanie = 1 |rok = 2006 |strony = 224–245 |bibcode = 2006GeCoA..70..224C}}</ref>. {{chem2|^{7}Li}} może również powstawać w [[gwiazda węglowa|gwiazdach węglowych]]<ref>{{otwarty dostęp}} {{Cytuj pismo |nazwisko = Denissenkov |imię = P.A. |nazwisko2 = Weiss |imię2 = A. |tytuł = Episodic lithium production by extra-mixing in red giants |czasopismo = Astronomy and Astrophysics |bibcode = 2000A&A...358L..49D |wolumin = 358 |strony = L49–L52 |rok = 2000 |arxiv = astro-ph/0005356}}</ref>.

Izotopy litu rozdzielają się w wyniku różnych procesów naturalnych<ref>{{Cytuj pismo |nazwisko = Seitz |imię = H.M. |nazwisko2 = Brey |imię2 = G.P. |nazwisko3 = Lahaye |imię3 = Y. |nazwisko4 = Durali |imię4 = S. |nazwisko5 = Weyer |imię5 = S. |tytuł = Lithium isotopic signatures of peridotite xenoliths and isotopic fractionation at high temperature between olivine and pyroxenes |czasopismo = Chemical Geology |rok = 2004 |wolumin = 212 |wydanie = 1–2 |doi = 10.1016/j.chemgeo.2004.08.009 |strony = 163–177}}</ref>, takich jak: tworzenie minerałów (strącanie), [[metabolizm]] i [[wymiana jonowa]]. Jony litu zastępują [[magnez]] i [[żelazo]] w pozycji oktaedrycznej w [[minerały ilaste|minerałach ilastych]], w których izotop {{chem2|^{6}Li}} jest preferowany w stosunku do {{chem2|^{7}Li}}. Rezultatem jest wzbogacanie zawartości lżejszego izotopu w procesach hiperfiltracji i przeobrażenia skał. Rzadko występujący {{chem2|^{11}Li}} ma [[halo jądrowe]] (promień jądra jest większy niż jego teoretycznie wyliczona wartość z [[model kroplowy|modelu kroplowego]]). W procesie laserowej separacji izotopów z atomów w fazie gazowej (ang. Atomic Vapor Laser Isotope Sepration – AVLIS) można dokonać rozdzielenia izotopów litu<ref>{{Cytuj książkę |autor = F.J. Duarte |tytuł = Tunable Laser Applications |strony = 330 |wydawca = CRC Press |rok = 2009 |isbn = 1-4200-6009-0}}</ref>.

== Występowanie ==
[[Plik:Elemental abundances.svg|thumb|350px|Lit występuje w podobnych ilościach co [[chlor]] w górnym [[płaszcz ziemski|płaszczu skorupy ziemskiej]], w przeliczeniu na ilość atomów]]

=== We wszechświecie ===
Zgodnie ze współczesną teorią kosmologiczną lit, w postaci obu stabilnych izotopów (lit-6 i lit-7), był wśród trzech pierwiastków [[pierwotna nukleosynteza|utworzonych]] w wyniku [[Wielki Wybuch|Wielkiego Wybuchu]]<ref>{{cytuj pismo |nazwisko = Boesgaard |imię = A.M. |nazwisko2 = Steigman |imię2 = G. |tytuł = Big bang nucleosynthesis – Theories and observations |czasopismo = IN: Annual review of astronomy and astrophysics. Volume 23 (A86-14507 04–90). Palo Alto |bibcode = 1985ARA&A..23..319B |wolumin = 23 |rok = 1985 |strony = 319 |doi = 10.1146/annurev.aa.23.090185.001535}}</ref>. Chociaż ilość utworzonego litu w wyniku pierwotnej nukleosyntezy zależy od ilości [[foton]]ów na [[Bariony|barion]], to dla powszechnie uznawanej wartości można obliczyć występowanie litu po Wielkim Wybuchu i dla tak uzyskanych wartości istnieje „kosmologiczny niedobór litu” we wszechświecie: starsze gwiazdy zawierają mniej litu, niż powinny, a niektóre młodsze gwiazdy mają go jeszcze mniej. Ta teoretycznie zbyt mała ilość litu w starszych gwiazdach najprawdopodobniej wynika z „wmieszania” się litu do wnętrza gwiazd, gdzie ulega on zniszczeniu<ref name="cld">{{cytuj stronę |url = http://www.universetoday.com/476/why-old-stars-seem-to-lack-lithium/ |tytuł = Why Old Stars Seem to Lack Lithium |autor = Fraser Cain |data = 16 Aug 2006}}</ref>. Ponadto lit jest produkowany w młodych gwiazdach. Ponieważ przekształca się on w dwa atomy helu w wyniku zderzenia atomu litu z [[proton]]em w temperaturach powyżej 2,4 miliona stopni (a większość gwiazd utrzymuje co najmniej taką temperaturę w swoim wnętrzu), lit jest rzadziej [[Częstość występowania pierwiastków we Wszechświecie|występującym pierwiastkiem]] niż jest to przewidywane teoretycznie dla gwiazd późniejszej generacji, z powodów jeszcze nie do końca wyjaśnionych<ref name="emsley" />.

Chociaż powstał jako jeden z trzech pierwszych pierwiastków (wraz z helem i wodorem) w czasie Wielkiego Wybuchu, lit (podobnie jak [[Beryl (pierwiastek)|beryl]] i [[bor]]) występuje wyraźnie rzadziej od pierwiastków sąsiednich w układzie pierwiastkowym. Jest to wynik niskich temperatur, które wystarczają do rozpadu litu i brak często występujących zjawisk powodujących jego tworzenie<ref name="wesleyan">{{cytuj stronę |url = http://www.astro.wesleyan.edu/~bill/courses/astr231/wes_only/element_abundances.pdf |tytuł = Element Abundances |archiwum = https://web.archive.org/web/20060901133923/http://www.astro.wesleyan.edu/~bill/courses/astr231/wes_only/element_abundances.pdf |zarchiwizowano = 2006-09-01 |data dostępu = 2009-11-17}}</ref>.

Lit występuje również w [[brązowy karzeł|brązowych karłach]] i w pewnych rodzajach pomarańczowych gwiazd. Ponieważ jest obecny w chłodniejszych brązowych karłach o mniejszej masie, a ulega zniszczeniu w gorętszych [[czerwony karzeł|czerwonych karłach]], jego występowanie w widmach spektroskopowych gwiazd może być używane jako „test litu” do rozróżniania tych dwóch typów gwiazd, jako że oba są mniejsze niż słońce<ref name="emsley" /><ref>{{cytuj stronę |url = http://www.universetoday.com/24593/brown-dwarf/ |tytuł = Brown Dwarf |nazwisko = Cain |imię = Fraser |opublikowany = Universe Today |archiwum = https://web.archive.org/web/20120101072846/http://www.universetoday.com/24593/brown-dwarf/ |zarchiwizowano = 2012-01-01 |data = 2009-02-03 |data dostępu = 2013-07-12}}</ref><ref>{{cytuj |url = http://www-int.stsci.edu/~inr/ldwarf3.html |tytuł = L Dwarf Classification |autor = Neil Reid |data = 2002-03-10 |archiwum = https://web.archive.org/web/20130521055905/http://www-int.stsci.edu/~inr/ldwarf3.html |data dostępu = 2013-03-06 |zarchiwizowano = 2013-05-21}}</ref>. Niektóre pomarańczowe gwiazdy również mają wysokie stężenie litu. Takie gwiazdy (np. [[Centaurus X-4]]) okrążają masywne obiekty takie jak gwiazdy neutronowe lub czarne dziury, których grawitacja najwyraźniej wyciąga cięższy lit na powierzchnię wodorowo-helowej gwiazdy powodując, że jest lepiej widoczny w widmie<ref name="emsley" />.

=== Na Ziemi ===
{| class="wikitable sortable" style="float:right; margin:5px; font-size: 90%;"
|+ Produkcja litu (2014) i rezerwy w tonach<ref name="minerals.usgs.gov">U.S. Geological Survey, 2012, [http://minerals.usgs.gov/minerals/pubs/commodity/lithium/ commodity summaries] 2016-01-01: U.S. Geological Survey.</ref>
|-
! Państwo
! Produkcja
! Rezerwy<ref name="res" />
|-
|{{Państwo|ARG}} ||align=right| 2900 ||align=right| 850 000
|-
|{{Państwo|AUS}} ||align=right| 13 000 ||align=right| 1 500 000
|-
|{{Państwo|BRA}} ||align=right| 400 ||align=right| 48 000
|-
|{{Państwo|CHI}} ||align=right| 12 900 ||align=right| 7 500 000
|-
|{{Państwo|CHN}} ||align=right| 5000 ||align=right| 3 500 000
|-
|{{Państwo|POR}} ||align=right| 570 ||align=right| 60 000
|-
|{{Państwo|ZIM}} ||align=right| 1000 ||align=right| 23 000
|-
| '''Świat''' ||align=right| '''34 000''' ||align=right| '''13 500 000'''
|}
Chociaż lit jest dość szeroko rozprzestrzeniony na Ziemi, nie występuje w formie czystego pierwiastka z powodu dużej reaktywności<ref name="krebs">{{Cytuj książkę |nazwisko = Krebs |imię = Robert E. |tytuł = The History and Use of Our Earth’s Chemical Elements: A Reference Guide |rok = 2006 |wydawca = Greenwood Press |miejsce = Westport, Conn. |isbn = 0-313-33438-2}}</ref>. Całkowita zawartość litu w wodzie słonej (mórz i oceanów) jest szacowana na 230 miliardów ton. Pierwiastek występuje we względnie stałym stężeniu we wszystkich słonych wodach – od 0,14 do 0,25 części na milion (ppm)<ref>{{cytuj stronę |url = http://www.ioes.saga-u.ac.jp/ioes-study/li/lithium/occurence.html |tytuł = Lithium occurrence |opublikowany = Institute of Ocean Energy, Saga University, Japan |archiwum = https://web.archive.org/web/20120304133821/http://www.ioes.saga-u.ac.jp/ioes-study/li/lithium/occurence.html |zarchiwizowano = 2012-03-04 |data dostępu = 2013-07-12}}</ref><ref name="enc" /><ref>{{cytuj stronę |url = http://www.springerlink.com/content/y621101m3567jku1/ |tytuł = Extraction of metals from sea water |rok = 1984 |opublikowany = Springer Berlin Heidelberg |archiwum = https://web.archive.org/web/20200407083227/http://www.springerlink.com/content/y621101m3567jku1/ |zarchiwizowano = 2020-04-07 |data dostępu = 2013-07-12}}</ref>. Wyższe stężenia – ok. 7&nbsp;ppm – spotykane są w pobliżu [[źródło termalne|źródeł geotermalnych]]<ref name="enc" />.

Szacunki zawartości litu w [[płaszcz ziemski|płaszczu ziemskim]] to masowo od 20 do 70&nbsp;ppm.<ref name="kamienski" /> W górnych warstwach Ziemi występuje w ilości 0,0018%, w postaci izotopu {{chem2|^{7}Li}} z dodatkiem 3,75–7,5% {{chem2|^{6}Li}}. Zgodnie z łacińskim znaczeniem swojej nazwy, lit występuje w [[skały magmowe|skałach magmowych]], a osiąga największe stężenie w [[granit]]ach. [[Pegmatyt]]y zawierają największą ilość minerałów zawierających lit, w tym [[spodumen]] i [[petalit]], które są głównymi potencjalnymi źródłami komercyjnego pozyskiwania litu<ref name="kamienski" />. Innym ważnym minerałem zawierającym lit jest [[lepidolit]]<ref>{{cytuj |autor = Shriver, Atkins |tytuł = Inorganic Chemistry (Fifth Edition) |wydawca = W.H. Freeman and Company |miejsce = Nowy Jork |data = 2010 |s = 296}}</ref>. Jednym z niedawno odkrytych źródeł jest występujący w glinach [[hektoryt]], który jak na razie{{kiedy|data=2019-06}} wydobywany jest przemysłowo tylko przez jedną firmę (amerykańską Western Lithium Corporation)<ref>{{Cytuj pismo |autor = Moores, S |tytuł = Between a rock and a salt lake |czasopismo = Industrial Minerals |data = June 2007 |strony = 58 |wolumin = 477}}</ref>. Innymi minerałami, w których również występuje lit są [[Amblygonit|ambligonit]] i [[tryfilin]]. Przy stężeniu w płaszczu ziemskim na poziomie 20&nbsp;mg/kg<ref>Taylor, S.R.; McLennan, S.M.; The continental crust: Its composition and evolution, Blackwell Sci. Publ., Oxford, 330 pp. (1985). Zob. też {{link-interwiki|Abundances of the elements|Q=Q4670627}}.</ref>, lit znajduje się na 25. miejscu najczęściej występujących pierwiastków. Nikiel i ołów występują na Ziemi w podobnych ilościach.

Lit jest względnie rzadko występującym pierwiastkiem, który wprawdzie można znaleźć w wielu skałach i solankach, ale zwykle w małym stężeniu. Tylko nieliczne z nich stanowią potencjalną wartość jako przemysłowe źródła litu. Większość jest albo zbyt małym złożem, albo zawiera zbyt małe stężenie litu<ref>''Handbook of Lithium and Natural Calcium'', Donald Garrett, Academic Press, 2004, cited in ''[http://www.meridian-int-res.com/Projects/Lithium_Microscope.pdf The Trouble with Lithium 2]''.</ref>.

Jedną z największych rezerw<ref name="res">[http://minerals.usgs.gov/minerals/pubs/mcs/2011/mcsapp2011.pdf Apendixes]. Według definicji USGS podstawa naliczania rezerwy „zawiera część zasobów które mają rozsądny potencjał bycia ekonomicznie opłacalnymi do wydobycia w granicach czasowych planowania wraz z założonym w tym okresie postępem w technologii wydobycia i zmianami gospodarczymi. Rezerwa podstawowa zawiera zasoby które są aktualnie opłacalne do wydobycia (reserves), na granicy opłacalności (marginal reserves), i część zasobów, która obecnie nie jest opłacalna do wydobycia (subeconomic resources).”.</ref> litu zawiera obszar [[Salar de Uyuni]] w [[Boliwia|Boliwii]], którego zasoby szacuje się na 5,4 miliona ton litu. [[United States Geological Survey]] ocenia, że w 2010 Chile posiadało największe rezerwy (7,5 miliona ton)<ref>Clarke, G.M. and Harben, P.W., „Lithium Availability Wall Map”. Published June 2009. Referenced at [https://web.archive.org/web/20121020065847/http://www.lithiumalliance.org/about-lithium/lithium-sources/85-broad-based-lithium-reserves International Lithium Alliance].</ref> i ma największą roczną produkcję litu (8800 ton). Inni główni producenci litu to Australia, Argentyna i Chiny<ref name="minerals.usgs.gov" /><ref>{{cytuj stronę |url = http://www.meridian-int-res.com/Projects/Lithium_Microscope.pdf |tytuł = Front Matter |data dostępu = 2010-09-29}}</ref>. Inne szacunki określają rezerwy litu w Chile na poziomie 7,52 miliona ton, a Argentyny na poziomie 6 milionów ton<ref>Clarke, G.M. and Harben, P.W., „Lithium Availability Wall Map”. Published June 2009. Referenced at [http://www.lithiumalliance.org/about-lithium/lithium-sources/85-broad-based-lithium-reserves International Lithium Alliance].</ref>.

W czerwcu 2010, „[[The New York Times|New York Times]]” podał, że amerykańscy geolodzy wykonywali badania [[solnisko|solnisk]] w zachodnim [[Afganistan]]ie, gdzie najprawdopodobniej znajdują się duże zasoby litu. „Przedstawiciele Pentagonu poinformowali, że wstępna analiza pomiarów ze stanowiska geologicznego w [[Ghazni (prowincja)|prowincji Ghazni]] sugeruje występowanie dużych złóż litu zbliżonych wielkością do złóż boliwijskich (obecnie uznawanych za największe zasoby litu na świecie).”<ref>{{cytuj stronę |url = http://www.nytimes.com/2010/06/14/world/asia/14minerals.html?pagewanted=1&hp |tytuł = U.S. Identifies Vast Riches of Minerals in Afghanistan |nazwisko = Risen |imię = James |praca = The New York Times |data = 13 June 2010 |data dostępu = 2010-06-13}}</ref> Te szacunki opierają się „na starych danych, zbieranych głównie przez Związek Radziecki w czasie okupacji Afganistanu w latach 1979–1989”. Natomiast Stephen Peters, szef działu USGS ds. minerałów w Afganistanie (ang. USGS Afghanistan Minerals Project), powiedział, że nic nie wie o zaangażowaniu USGS w jakimkolwiek nowym poszukiwaniu minerałów w Afganistanie w ostatnich dwóch latach: „Nie wiemy nic o jakimkolwiek odkryciu zasobów litu”<ref>{{cytuj pismo |nazwisko = Page |imię = Jeremy |tytuł = Taleban zones mineral riches may rival Saudi Arabia says Pentagon |url = http://business.timesonline.co.uk/tol/business/industry_sectors/natural_resources/article7149696.ece |czasopismo = The Times |miejsce = Londyn |nazwisko2 = Evans |imię2 = Michael |data = 15 June 2010}}</ref>.

=== Biologiczne ===
Lit występuje w śladowych ilościach w wielu roślinach, planktonie i bezkręgowcach, w stężeniu od 69 do 5760 części na miliard (ppb). Stężenie litu w organizmach bezkręgowców jest nieco mniejsze, natomiast wszystkie tkanki i płyny ustrojowe kręgowców zawierają jakąś ilość litu (w zakresie od 21 do 763&nbsp;ppb)<ref name="enc" />. Organizmy wodne dokonują [[bioakumulacja|bioakumulacji]] litu w większym stopniu niż lądowe<ref>{{cytuj pismo |nazwisko = Chassard-Bouchaud |imię = C. |nazwisko2 = Galle |imię2 = P. |nazwisko3 = Escaig |imię3 = F. |nazwisko4 = Miyawaki |imię4 = M. |tytuł = Bioaccumulation of lithium by marine organisms in European, American, and Asian coastal zones: microanalytic study using secondary ion emission |czasopismo = Comptes rendus de l’Academie des sciences. Serie III, Sciences de la vie |wolumin = 299 |wydanie = 18 |strony = 719–724 |rok = 1984 |pmid = 6440674}}</ref>. Nie wiadomo, czy lit pełni rolę fizjologiczną w jakimkolwiek organizmie<ref name="enc">{{cytuj stronę |url = http://www.enclabs.com/lithium.html |tytuł = Some Facts about Lithium |opublikowany = ENC Labs |data dostępu = 2010-10-15}}</ref>, ale badania żywieniowe ssaków wskazują na jego duże znaczenie dla zdrowia. Sugeruje się, że lit powinien być klasyfikowany jako niezbędny do życia mikroelement z zalecaną dawką spożycia na poziomie 1&nbsp;mg/dzień<ref>{{cytuj pismo |nazwisko = Schrauzer |imię = GN |tytuł = Lithium: Occurrence, dietary intakes, nutritional essentiality |czasopismo = Journal of the American College of Nutrition |doi = 10.1080/07315724.2002.10719188 |rok = 2002 |wolumin = 21 |wydanie = 1 |strony = 14–21 |pmid = 11838882}}</ref>. Badania w Japonii przeprowadzone w 2011 roku wskazują na to, że występujący w wodzie w naturalnych stężeniach lit może zwiększać średnią długość życia ludzi<ref>{{cytuj |tytuł = Low-dose lithium uptake promotes longevity in humans and metazoans |czasopismo = European Journal of Nutrition |doi = 10.1007/s00394-011-0171-x |data = 2011 |autor = Kim Zarse, Takeshi Terao, Jing Tian, Noboru Iwata, Nobuyoshi Ishii, Michael Ristow |wolumin = 50 |numer = 5 |s = 387–389 |pmid = 21301855 |pmc = 3151375}}</ref>. W innym badaniu japońskim w 2009 roku wskazano na odwrotnie proporcjonalną zależność liczby samobójstw i stężenia litu w wodzie pitnej w danym rejonie<ref>{{cytuj pismo |nazwisko = Ohgami |imię = Hirochika |tytuł = Lithium levels in drinking water and risk of suicide |url = http://bjp.rcpsych.org/content/194/5/464.full.pdf |czasopismo = The British Journal of Psychiatry |doi = 10.1192/bjp.bp.108.055798 |rok = 2009 |nazwisko2 = Terao |imię2 = Takeshi |nazwisko3 = Shiotsuki |imię3 = Ippei |nazwisko4 = Ishii |imię4 = Nobuyoshi |nazwisko5 = Iwata |imię5 = Noboru |wolumin = 194 strony = 464–5}}</ref>.

== Odkrycie ==
[[Plik:Arfwedson Johan A.jpg|thumb|Johan August Arfvedson odkrył lit w 1817]]
[[Petalit]] ({{chem2|LiAlSi4O10}}) został odkryty w 1800 roku przez brazylijskiego chemika i polityka [[José Bonifácio de Andrada e Silva]] w kopalni na wyspie [[Utö (Szwecja)|Utö]]<ref name="mindat">{{cytuj stronę |url = http://www.mindat.org/min-3171.html |tytuł = Petalite Mineral Information |data dostępu = 2009-08-10}}</ref><ref name="webelementshistory">{{cytuj stronę |url = http://www.webelements.com/lithium/history.html |tytuł = Lithium:Historical information |data dostępu = 2009-08-10}}</ref><ref name="discovery">{{Cytuj książkę |nazwisko = Weeks |imię = Mary |tytuł = Discovery of the Elements |url = {{Google Books|SJIk9BPdNWcC|strony = 124|link=tak}} |rok = 2003 |strony = 124 |wydawca = Kessinger Publishing |miejsce = Whitefish, Montana |isbn = 0-7661-3872-0 |data dostępu = 2009-08-10}}</ref>. Jednak dopiero w 1817 roku [[Johann Arfvedson]], pracujący w laboratorium chemicznym [[Jöns Jacob Berzelius|Jönsa Jacoba Berzeliusa]], odkrył obecność nowego pierwiastka w czasie analizy rudy petalitu<ref name="berzelius">{{cytuj stronę |url = http://web.archive.org/web/20101007084500/http://www.chemeddl.org/collections/ptl/ptl/chemists/bios/arfwedson.html |tytuł = Johan August Arfvedson |praca = Periodic Table Live! |data dostępu = 2009-08-10}}</ref><ref name="uwis">{{cytuj stronę |url = http://genchem.chem.wisc.edu/lab/PTL/PTL/BIOS/arfwdson.htm |tytuł = Johan Arfwedson |archiwum = https://web.archive.org/web/20080605152857/http://genchem.chem.wisc.edu/lab/PTL/PTL/BIOS/arfwdson.htm |zarchiwizowano = 5 czerwca 2008 |data dostępu = 2009-08-10}}</ref><ref name="vanderkrogt">{{cytuj |url = http://elements.vanderkrogt.net/element.php?sym=Li |tytuł = Lithium |autor = Peter van der Krogt |opublikowany = Elementymology & Elements Multidict |data dostępu = 2010-10-05}}</ref>. Pierwiastek ten tworzył związki podobne do związków sodu i potasu, chociaż [[węglan litu|jego węglan]] i [[wodorotlenek litu|wodorotlenek]] były słabiej rozpuszczalne w wodzie i bardziej zasadowe<ref name="compounds">{{cytuj stronę |url = http://www.chemguide.co.uk/inorganic/group1/compounds.html |tytuł = Compounds of the Group 1 Elements |nazwisko = Clark |imię = Jim |rok = 2005 |data dostępu = 2009-08-10}}</ref>. Berzelius nazwał ten zasadowy nowy materiał ''lithion''/''lithina'', od [[język grecki|greckiego]] słowa λιθoς (transliterowany jako ''lithos'', co oznacza ‛skała’), aby upamiętnić jego odkrycie w minerale, w przeciwieństwie do potasu, który został odkryty w [[popiół|popiele]] roślinnym i sodu, który był znany jako obecny we krwi zwierząt. Nowy metal zawarty w materiale skalnym nazwał ''lithium''<ref name="krebs" /><ref name="webelementshistory" /><ref name="vanderkrogt" />.

Jakiś czas później Arfvedson udowodnił, że ten sam pierwiastek obecny jest także w innych minerałach: [[spodumen]]ie i [[lepidolit|lepidolicie]]<ref name="webelementshistory" />. [[Christian Gmelin]] był pierwszym (1818), który zaobserwował, że sole litu barwią płomień na czerwono<ref name="webelementshistory" />. Zarówno Arfvedson, jak i Gmelin próbowali bez skutku uzyskać czysty metal z jego soli<ref name="webelementshistory" /><ref name="vanderkrogt" /><ref name="eote">{{Cytuj książkę |autor = Per Enghag |tytuł = Encyclopedia of the Elements: Technical Data&nbsp;– History&nbsp;– Processing&nbsp;– Applications |rok = 2004 |wydawca = Wiley |isbn = 978-3-527-30666-4 |strony = 287–300}}</ref>. Udało się to dopiero w 1821 roku, gdy [[William Thomas Brande]] otrzymał czysty metaliczny lit w wyniku [[elektroliza|elektrolizy]] [[tlenek litu|tlenku litu]], procesu wcześniej użytego przez chemika sir [[Humphry Davy|Humphry’a Davy’ego]] do uzyskania w czystej formie innych litowców: sodu i potasu<ref name="emsley">{{Cytuj książkę |nazwisko = Emsley |imię = John |tytuł = Nature’s Building Blocks |wydawca = Oxford University Press |miejsce = Oxford |rok = 2001 |isbn = 0-19-850341-5}}</ref><ref name="eote" /><ref>{{cytuj pismo |tytuł = The Quarterly journal of science and the arts |url = http://books.google.pl/books?id=D_4WAAAAYAAJ&printsec=frontcover&hl=pl |czasopismo = The Quarterly Journal of Science and the Arts |wydawca = Royal Institution of Great Britain |wolumin = 5 |rok = 1818 |strony = 338 |data dostępu = 2010-10-05}}</ref><ref>{{cytuj stronę |url = http://www.diracdelta.co.uk/science/source/t/i/timeline/source.html |tytuł = Timeline science and engineering |opublikowany = DiracDelta Science & Engineering Encyclopedia |archiwum = https://web.archive.org/web/20181012054730/http://www.diracdelta.co.uk/science/source/t/i/timeline/source.html |zarchiwizowano = 2018-10-12 |data dostępu = 2008-09-18}}</ref>. Brande opisał także czyste sole litu, takie jak chlorek litu i szacował, że lithia ([[tlenek litu]]) zawiera około 55% metalu, z czego wywodził, że masa atomowa litu powinna wynosić około 9,8 g/mol (w rzeczywistości wartość ta to ~6,94 g/mol)<ref>{{cytuj książkę |nazwisko = Brande |imię = William Thomas |nazwisko2 = MacNeven |imię2 = William James |tytuł = A manual of chemistry |url = {{Google Books|zkIAAAAAYAAJ|strony = 191|link=tak}} |rok = 1821 |strony = 191 |data dostępu = 2010-10-08}}</ref>. W 1855 roku większe ilości litu zostały wyprodukowane za pomocą elektrolizy [[chlorek litu|chlorku litu]] przez [[Robert Bunsen|Roberta Bunsena]] i [[Augustus Matthiessen|Augustusa Matthiessena]]<ref name="webelementshistory" />. Odkrycie tej metody pozwoliło na produkcję litu na skalę przemysłową, którą rozpoczęła w 1923 roku niemiecka firma [[Metallgesellschaft|Metallgesellschaft AG]], która używała do elektrolizy ciekłej mieszaniny chlorku litu i [[chlorek potasu|chlorku potasu]]<ref name="webelementshistory" /><ref>{{cytuj stronę |url = http://www.echeat.com/free-essay/Analysis-of-the-Element-Lithium-29195.aspx |tytuł = Analysis of the Element Lithium |nazwisko = Green |imię = Thomas |data = 11 June 2006 |opublikowany = echeat}}</ref><ref>{{cytuj książkę |nazwisko = Garrett |imię = Donald E |tytuł = Handbook of Lithium and Natural Calcium Chloride |url = http://books.google.de/books?id=Ua2SVcUBHZgC&pg=PA99 |strony = 99 |isbn = 9780080472904 |data dostępu = 2004-04-05}}</ref>.

Metoda produkcji i zastosowanie litu na przestrzeni lat zmieniły się kilkukrotnie. Pierwszym głównym zastosowaniem litu były wysokotemperaturowe [[Smar maszynowy|smary do silników]] samolotów (i zbliżonych zastosowań) w czasie II wojny światowej, a także w późniejszym okresie. Ten niewielki rynek był zaspokajany przez kilka małych kopalni, działających głównie na terenie Stanów Zjednoczonych. Zapotrzebowanie na lit wzrosło dopiero w czasie [[zimna wojna|zimnej wojny]], wraz z produkcją [[broń jądrowa|broni jądrowej]]. Zarówno lit-6, jak i lit-7 tworzą [[tryt]] w wyniku bombardowania neutronami, przez co są używane do produkcji trytu. Lit jest też stosowany jako stałe paliwo fuzyjne w postaci deuterku litu. Stany Zjednoczone stały się głównym producentem litu w okresie od późnych lat 50. do połowy lat 80. Pod koniec tego okresu zapasy litu wynosiły około 42 000 ton wodorotlenku litu. Zapasy litu były pozbawione litu-6 w około 75%<ref name="USGSCR1994">{{cytuj stronę |url = http://minerals.usgs.gov/minerals/pubs/commodity/lithium/450494.pdf |tytuł = Commodity Report 1994: Lithium |nazwisko = Ober |imię = Joyce A. |opublikowany = United States Geological Survey |rok = 1994 |data dostępu = 2010-11-03}}</ref>. <!--Przy 7,5% zawartości litu-6 w występującym w przyrodzie licie, zapasy zawierały około 2 200 ton of litu-6.-->

Lit był używany do zmniejszenia temperatury topnienia szkła i do poprawienia topliwości [[Tritlenek diglinu|tlenku glinu]] w czasie [[proces Halla-Heroulta|procesu Halla-Heroulta]]<ref name="ciuz2003">{{Cytuj pismo |nazwisko = Deberitz |imię = JüRgen |tytuł = Lithium und seine Verbindungen&nbsp;– Industrielle, medizinische und wissenschaftliche Bedeutung |czasopismo = Chemie in unserer Zeit |doi = 10.1002/ciuz.200300264 |rok = 2003 |imię2 = Gernot |wolumin = 37 |strony = 258 |nazwisko2 = Boche |wydanie = 4}}</ref><ref name="ciuz1985">{{Cytuj pismo |nazwisko = Bauer |imię = Richard |tytuł = Lithium&nbsp;– wie es nicht im Lehrbuch steht |czasopismo = Chemie in unserer Zeit |doi = 10.1002/ciuz.19850190505 |rok = 1985 |wolumin = 19 |strony = 167 |wydanie = 5}}</ref>. Te dwa zastosowania zdominowały rynek litu w połowie lat 90. Pod koniec [[wyścig zbrojeń|wyścigu zbrojeń]] zapotrzebowanie na lit spadło, a sprzedaż zapasów Departamentu Energii USA na rynku dodatkowo obniżyła cenę litu<ref name="USGSCR1994" />. Jednak w połowie lat 90. kilka firm rozpoczęło produkcję litu z [[Solanka (woda mineralna)|solanek]], co okazało się być tańszą metodą pozyskiwania tego metalu niż wydobycie w kopalniach (nawet odkrywkowych). Większość kopalni została zamknięta lub przestawiła się na wydobycie innych materiałów, gdyż już sama ruda strefowych pegmatytów może być sprzedana za konkurencyjną do litu cenę. Przykładowo amerykańskie kopalnie w Kings Mountain w Karolinie Południowej zostały zamknięte pod koniec XX wieku. Użycie litu w bateriach litowo-jonowych zwiększyło zapotrzebowanie na ten metal i stało się jego głównym tonażowo zastosowaniem w 2007 roku<ref name="USGSYB1994">{{cytuj stronę |url = http://minerals.usgs.gov/minerals/pubs/commodity/lithium/myb1-2007-lithi.pdf |tytuł = Minerals Yearbook 2007 : Lithium |nazwisko = Ober |imię = Joyce A. |opublikowany = United States Geological Survey |rok = 1994 |data dostępu = 2010-11-03}}</ref>. W wyniku wzrostu zapotrzebowania na lit w latach 2000. nowe firmy zaczęły rozwijać produkcję metalu z solanek, aby zaspokoić rosnący popyt<ref name="IMR">{{Cytuj książkę |nazwisko = Kogel |imię = Jessica Elzea |tytuł = Industrial minerals & rocks: commodities, markets, and uses |url = {{Google Books|zNicdkuulE4C|strony = 599|link=tak}} |isbn = 978-0-87335-233-8 |strony = 599 |rozdział = Lithium |rok = 2006 |wydawca = Society for Mining, Metallurgy, and Exploration |miejsce = Littleton, Colo.}}</ref><ref>{{Cytuj książkę |autor = McKetta, John J. |tytuł = Encyclopedia of Chemical Processing and Design: Volume 28&nbsp;– Lactic Acid to Magnesium Supply-Demand Relationships |url = http://books.google.com/books?id=8erDL_DnsgAC&pg=PA339 |wydawca = M. Dekker |data = 18 July 2007 |isbn = 978-0-8247-2478-8 |data dostępu = 2010-09-29}}</ref>.

== Produkcja litu ==
{{Grafika rozwinięta
| opis       = Zdjęcia satelitarne [[Salar del Hombre Muerto]], Argentyna (po lewej) i [[Salar de Uyuni]], Boliwia (po prawej), [[solnisko|solniska]] o dużej zawartości litu. Solanka bogata w lit jest zatężana przez przepompowanie jej do zbiorników wyparnych (po lewej) w ramach [[Salina (przemysł)|salin]].
| grafika1   = Lithium mine, Salar del Hombre Muerto, Argentina.jpg
| szerokość1 = 160
| grafika2   = Uyuni landsat.JPG
| szerokość2 = 105
}}
Od końca II wojny światowej produkcja litu znacząco wzrosła. Sole litu są pozyskiwane z wód ze [[źródło mineralne|źródeł mineralnych]], stawów solankowych i podziemnych złóż solanek. Metal jest uzyskiwany przez [[elektroliza|elektrolizę]] mieszaniny stopionego [[chlorek litu|chlorku litu]] i [[chlorek potasu|chlorku potasu]]. W 1998 cena litu wynosiła około 95 $/kg.<ref name="ober">{{cytuj stronę |url = http://minerals.usgs.gov/minerals/pubs/commodity/lithium/450798.pdf |tytuł = Lithium |nazwisko = Ober |imię = Joyce A |strony = 77–78 |opublikowany = [[United States Geological Survey]] |data dostępu = 2007-08-19}}</ref>

Rozpoznane światowe możliwe do wydobycia zasoby litu w 2008 były szacowane przez [[United States Geological Survey|USGS]] na 13 milionów ton<ref name="minerals.usgs.gov" />. Złoża litu znajdują się przede wszystkim w Południowej Ameryce w obrębie łańcucha górskiego [[Andy|Andów]]. [[Chile]] jest głównym światowym producentem litu, drugim co do produkcji krajem jest [[Argentyna]]. Oba kraje pozyskują lit z solanek. W Stanach Zjednoczonych lit uzyskiwany jest ze słonych jezior w [[Nevada|Nevadzie]]<ref name="CRC">{{Cytuj książkę |autor = Hammond, C.R. |tytuł = The Elements, in Handbook of Chemistry and Physics 81st edition |wydawca = CRC press |rok = 2000 |isbn = 0-8493-0481-4}}</ref>. Jednakże połowa znanych zasobów litu znajduje się w [[Boliwia|Boliwii]], kraju obejmującego środkowo-wschodnie stoki Andów.
W 2009 roku Boliwia negocjowała porozumienie z japońskimi, francuskimi i koreańskimi firmami w celu rozpoczęcia wydobycia tego metalu na terenie kraju<ref name="romero">{{cytuj stronę |url = http://www.nytimes.com/2009/02/03/world/americas/03lithium.html?ref=world |tytuł = In Bolivia, a Tight Grip on the Next Big Resource |autor = Simon Romero |praca = New York Times |data = 2 February 2009}}</ref>. Według danych [[United States Geological Survey|USGS]], boliwijska [[Salar de Uyuni|pustynia Uyuni]] (właściwie solnisko Uyuni) zawiera 5,4 miliona ton litu<ref name="romero" /><ref>{{cytuj stronę |url = http://minerals.usgs.gov/minerals/pubs/mcs/2009/mcs2009.pdf |tytuł = USGS Mineral Commodities Summaries 2009 |opublikowany = USGS}}</ref>.

Niedawno{{kiedy|data=2019-06}} odkryte złoże w Stanach Zjednoczonych, w Rock Springs Uplift, [[Wyoming]] szacowane jest na {{formatnum:228000}} ton. Dodatkowe złoża na tym samym obszarze geologicznym są, metodą ekstrapolacji, szacowane na nawet 18 milionów ton<ref>{{cytuj stronę |url = http://www.businessinsider.com/new-wyoming-lithium-deposit-could-meet-all-us-demand-2013-4 |tytuł = New Wyoming Lithium Deposit |autor = Money Game Contributors |opublikowany = Business Insider |data = 2013-04-26 |data dostępu = 2013-05-01}}</ref>. Po spadku cen węglanu litu po [[Globalny kryzys finansowy|kryzysie finansowym z 2008 roku]], gdy główni producenci litu tacy jak [[Sociedad Química y Minera]] (SQM) stracili na wartości akcji nawet 20%<ref>{{cytuj stronę |url = https://archive.is/20130625134749/http://www.prnewswire.com/news-releases/sqm-announces-new-lithium-prices-62933122.html |tytuł = SQM Announces New Lithium Prices – SANTIAGO, Chile, Sept. 30 /PRNewswire-FirstCall/ |opublikowany = Prnewswire.com |data = 2009-09-30 |data dostępu = 2013-05-01}}</ref> w wyniku mających się pojawić nowych źródeł litu. Ceny z powrotem wzrosły w 2012 roku w wyniku wzrastającego zapotrzebowania na rynkach na lit. W 2012 roku Business Week opublikował artykuł opisujący istniejący oligopol wydobycia litu: „SQM, kontrolowany przez miliardera Julio Ponce, jest największym producentem w branży poza Rockwood wspieranym przez Henry’ego Kravisa (KKR & Co.) i FMC (firmie z Filadelfii)”. Światowe zużycie litu może wzrosnąć do 2020 roku nawet do {{formatnum:300000}} ton rocznie, z około {{formatnum:150000}} ton w 2012 roku. Źródłem tego wzrostu ma być rosnące zapotrzebowanie na ogniwa litowo-jonowe – w tempie 25 procent rocznie. Wzrost ten jest szybszy niż wzrost produkcji (wynoszący 4–5% rocznie)<ref>{{cytuj stronę |url = http://web.archive.org/web/20120622183939/http://www.businessweek.com:80/news/2012-06-19/ipad-boom-strains-lithium-supplies-after-prices-triple |tytuł = IPad Boom Strains Lithium Supplies After Prices Triple |autor = Jesse Riseborough |opublikowany = Businessweek}}</ref>

Potencjalnym źródłem litu mogą się okazać [[źródło termalne|źródła termalne]]. Wody termalne wypłukują lit z minerałów w drodze na powierzchnię<ref name="bourcier">Parker, Ann. [https://web.archive.org/web/20120917035952/https://www.llnl.gov/str/JanFeb05/Bourcier.html Mining Geothermal Resources]. Lawrence Livermore National Laboratory.</ref>, a możliwość odzysku litu z tych wód została dowiedziona w praktyce<ref name="Simbol">Patel, P. (2011-11-16) [https://archive.is/20130203195827/http://www.technologyreview.com/news/426131/startup-to-capture-lithium-from-geothermal-plants/ Startup to Capture Lithium from Geothermal Plants]. technologyreview.com.</ref>. Ponieważ lit można oddzielać za pomocą dość prostych technologii filtracyjnych, produkcja litu taką metodą zawiera się w kosztach finansowych i środowiskowych już istniejącego wydobycia wód. Sumarycznie więc (ze względu na zastąpienie metod górniczych lub solankowych taką metodą uboczną wobec używania źródeł geotermalnych) względny wpływ tej metody na środowisko naturalne może być pozytywny<ref name="NYT">Wald, M. (2011-09-28) [http://www.nytimes.com/2011/09/28/business/energy-environment/simbol-materials-plans-to-extract-lithium-from-geothermal-plants.html Start-Up in California Plans to Capture Lithium, and Market Share]. The New York Times.</ref>.

Z badania przeprowadzonego w 2011 przez [[Lawrence Berkeley National Laboratory]] i [[Uniwersytet Kalifornijski w Berkeley]] wynika, że obecne istniejące zasoby litu nie powinny być czynnikiem ograniczającym produkcje [[akumulator litowo-jonowy|akumulatorów litowo-jonowych]] w dużej skali na potrzeby [[Samochód elektryczny|samochodów elektrycznych]]. Badanie z 2011 przeprowadzone przez naukowców z [[Uniwersytet Michigan|Uniwersytetu Michigan]] i [[Ford Motor Company]] wskazuje na to, że istnieją wystarczająco duże zasoby litu, aby zaspokoić światowe zapotrzebowanie na ten metal do roku 2100, uwzględniając w tym zapotrzebowanie na lit ze strony szybko rozwijającego się przemysłu produkcji pojazdów hybrydowych i elektrycznych. Badanie to oszacowało światowe zasoby litu na 39 milionów ton, a całkowite zapotrzebowanie na lit w ciągu 90 lat na 12 do 20 milionów ton, w zależności od wzrostu gospodarczego na świecie i rozwoju systemów odzyskiwania metali ([[recykling]])<ref>{{cytuj stronę |url = http://www.greencarcongress.com/2011/08/lithium-20110803.html |tytuł = University of Michigan and Ford researchers see plentiful lithium resources for electric vehicles |opublikowany = Green Car Congress |data = 2011-08-03 |data dostępu = 2011-08-11}}</ref>.

== Zastosowania ==
[[Plik:Global Lithium Uses.svg|thumb|Zastosowania litu w USA w 2010 roku<ref>{{cytuj stronę |url = http://minerals.usgs.gov/minerals/pubs/commodity/lithium/mcs-2012-lithi.pdf |tytuł = Lithium |autor = USGS |rok = 2011 |data dostępu = 2012-11-03}}</ref>
{{Legenda|#ef4f30|Szkło i ceramika (29%)}}
{{Legenda|#f9af20|Ogniwa (baterie i akumulatory) (27%)}}
{{Legenda|#f2eb23|Smary (12%)}}
{{Legenda|#a5e429|Odlewanie ciągłe (5%)}}
{{Legenda|#00e8cf|Oczyszczanie powietrza (4%)}}
{{Legenda|#103dc9|Produkcja polimerów (3%)}}
{{Legenda|#a53ae0|Produkcja pierwotna aluminium (2%)}}
{{Legenda|#e200f4|Farmaceutyki (2%)}}
{{Legenda|#da003e|Inne (16%)}}]]

=== Szkło i ceramika ===
Tlenek litu jest powszechnie stosowany jako topnik przy przeróbce [[ditlenek krzemu|dwutlenku krzemu]], obniżając temperaturę topnienia i [[lepkość]] materiału, co prowadzi do uzyskania [[glazura (budownictwo)|glazur]] o ulepszonych właściwościach fizycznych, w tym niskich [[współczynnik rozszerzalności|współczynników rozszerzalności cieplnej]]. Tlenki litu są składnikiem szkła żaroodpornego. Obecnie jest to największe tonażowo pojedyncze zastosowanie związków zawierających lit (patrz wykres obok).

=== Chemiczne źródła prądu ===
Pod koniec XX wieku lit stał się ważnym materiałem [[anoda|anodowym]]. Używany jest on w [[akumulator litowo-jonowy|akumulatorach litowo-jonowych]] ze względu na niski [[potencjał standardowy]]. Typowe ogniwo posiada napięcie ponad 3&nbsp;[[wolt|V]], co jest wysoką wartością w stosunku do [[akumulator kwasowo-ołowiowy|akumulatora kwasowo-ołowiowego]] (2,1&nbsp;V), czy też [[ogniwo Leclanchégo|ogniwa cynkowo-węglowego]] (1,5&nbsp;V). Ze względu na niską [[masa atomowa|masę atomową]] litu, ogniwa litowo-jonowe mają wysoką gęstość energii i mocy (czysty lit posiada gęstość energii na poziomie 3860&nbsp;mAh/g<ref>{{Cytuj książkę |autor = Jung-Ki Park |tytuł = Principles and Applications of Lithium Secondary Batteries |url = http://books.google.pl/books?id=COAn3DsOtD0C&pg=PA91&lpg=PA91#v=onepage&q&f=false |strony = 91 |wydawca = John Wiley & Sons |rok = 2012 |isbn = 978-3-527-65043-9}}</ref>). Ogniwo litowe jest jednorazowym ogniwem pierwotnym z litem lub jego związkami służącymi jako [[anoda]]. Ogniwa litowe są często mylone z [[akumulator litowo-jonowy|ogniwami (akumulatorami) litowo-jonowymi]], które są ogniwami ładowalnymi (wtórnymi). Innym typem ogniwa ładowalnego zawierającego lit jest [[akumulator litowo-polimerowy|ogniwo litowo-polimerowe]], które jednak działa na takiej samej zasadzie co ogniwo litowo-jonowe. Powstaje też wiele podtypów ogniw ładowalnych zawierających lit, różniących się materiałami anodowymi, [[katoda|katodowymi]] i [[elektrolit]]ami. Opracowywane są również nowe technologie oparte na licie (np. ogniwa litowo-powietrzne).

=== Smary ===
Trzecim najczęstszym zastosowaniem litu jest produkcja smarów. Wodorotlenek litu jest silną [[zasady|zasadą]], która po podgrzaniu w obecności tłuszczu tworzy mydło składające się ze [[stearynian litu|stearynianu litu]]. Mydło litowe służy do zagęszczania olejów i jest stosowane do produkcji uniwersalnych smarów wysokotemperaturowych<ref name="CRC" /><ref>{{Cytuj książkę |autor = Totten, George E.; Westbrook, Steven R. and Shah, Rajesh J. |tytuł = Fuels and lubricants handbook: technology, properties, performance, and testing, Volume 1 |url = http://books.google.com/books?id=J_AkNu-Y1wQC&pg=PA559 |strony = 559 |wydawca = ASTM International |rok = 2003 |isbn = 0-8031-2096-6}}</ref><ref>{{cytuj książkę |autor = Rand, Salvatore J. |tytuł = Significance of tests for petroleum products |url = http://books.google.com/books?id=3FkMrP4Hlw0C&pg=PA152 |strony = 150–152 |wydawca = ASTM International |rok = 2003 |isbn = 0-8031-2097-4}}</ref>.

=== Inne chemiczne i przemysłowe zastosowania ===
[[Plik:FlammenfärbungLi.png|thumb|left|100px|Lit używany jest we flarach i materiałach pirotechnicznych ze względu na barwienie płomienia]]
[[Związki metaloorganiczne]] litu zastępują obecnie [[tetraetyloołów]] i są stosowane jako [[środki przeciwstukowe|środek przeciwstukowy]].

==== Nieorganiczne sole litu ====
[[Chlorek litu]] i [[bromek litu]] są bardzo [[higroskopijność|higroskopijne]] i używane jako [[środki suszące]]<ref name="CRC" />. [[Wodorotlenek litu]] (LiOH) jest ważnym związkiem litu otrzymywanym z [[węglan litu|węglanu litu]] ({{chem2|Li2CO3}}).

Lit metaliczny i [[wodorki]] litu, takie jak [[tetrahydroglinian litu|{{chem2|LiAlH4}}]], używane są jako dodatki wysokoenergetyczne w [[paliwo rakietowe|paliwie rakietowym]]<ref name="emsley" />.

==== Oczyszczanie powietrza ====
[[Nadtlenek litu]], azotan litu, chloran litu i [[nadchloran litu]] są używane jako [[utleniacz]]e w [[paliwo rakietowe|paliwie rakietowym]], a także w chemicznych generatorach tlenu, które zapewniają tlen [[okręt podwodny|łodziom podwodnym]]<ref>{{Cytuj pismo |autor = Ernst-Christian, K |tytuł = Special Materials in Pyrotechnics: III. Application of Lithium and its Compounds in Energetic Systems |czasopismo = Propellants, Explosives, Pyrotechnics |rok = 2004 |wolumin = 29 |wydanie = 2 |strony = 67–80 |doi = 10.1002/prep.200400032}}</ref>.

Wodorotlenek litu i nadtlenek litu są używane najczęściej w zamkniętych przestrzeniach, takich jak [[statek kosmiczny]] czy łódź podwodna, w celu pochłaniania dwutlenku węgla i oczyszczania powietrza. Wodorotlenek litu pochłania [[dwutlenek węgla]] z powietrza poprzez reakcje z nim, tworząc w wyniku węglan litu. Jest preferowany w stosunku do wodorotlenków innych litowców ze względu na mały [[ciężar właściwy]]. Nadtlenek litu ({{chem2|Li2O2}}) w obecności wilgoci nie tylko pochłania dwutlenek węgla (tworząc węglan litu), ale także wydziela w reakcji tlen.<ref>{{cytuj książkę |autor = Mulloth, L.M. and Finn, J.E. |tytuł = The Handbook of Environmental Chemistry |rozdział = Air Quality Systems for Related Enclosed Spaces: Spacecraft Air |rok = 2005 |tom = 4H |strony = 383–404 |doi = 10.1007/b107253}}</ref><ref>{{cytuj stronę |url = http://www.dtic.mil/cgi-bin/GetTRDoc?Location=U2&doc=GetTRDoc.pdf&AD=AD0619497 |tytuł = Application of lithium chemicals for air regeneration of manned spacecraft |opublikowany = Lithium Corporation of America & Aeropspace Medical Research Laboratories |rok = 1965 |archiwum = https://web.archive.org/web/20121007040028/http://www.dtic.mil/cgi-bin/GetTRDoc?Location=U2&doc=GetTRDoc.pdf&AD=AD0619497 |zarchiwizowano = 2012-10-07 |data dostępu = 2017-02-22}}</ref> Na przykład:
: {{chem2|2Li2O2 + 2CO2 → 2Li2CO3 + O2}}.

==== Optyka ====
Sztucznie hodowane kryształy [[fluorek litu|fluorku litu]], bezbarwne i przezroczyste, są często stosowane do produkcji specjalistycznej optyki niepochłaniającej (przezroczystej dla danego zakresu fal elektromagnetycznych) [[podczerwień|podczerwieni]] lub [[ultrafiolet]]u. Materiał ten posiada jeden z najniższych [[Współczynnik załamania|współczynników refrakcji]] i najszerszy zakres przezroczystości (do najkrótszych fal) z powszechnie występujących materiałów<ref>{{Cytuj książkę |autor = Hobbs, Philip C.D. |tytuł = Building Electro-Optical Systems: Making It All Work |url = http://books.google.com/books?id=CQ5uKN_MN2gC&pg=PA149 |strony = 149 |wydawca = John Wiley and Sons |rok = 2009 |isbn = 0-470-40229-6}}</ref>. Drobne kryształy fluorku litu używane są w [[dozymetr]]ach termoluminescencyjnych (TLD) do pomiaru dawki [[promieniowanie neutronowe|promieniowania neutronowego]] lub [[promieniowanie gamma|gamma]]. Gdy próbka materiału jest wystawiona na działanie promieniowania, [[elektron]]y materiału przechodzą w [[stan wzbudzony]] i w nim pozostają dzięki obecności celowo wprowadzonych [[defekty sieci krystalicznej|defektów sieci krystalicznej]]. Następnie po podgrzaniu kryształów elektrony wracają do swojego [[stan podstawowy|stanu podstawowego]], emitując przy tym energię w postaci promieniowania w zakresie widzialnym o niebieskim kolorze. Intensywność emitowanego światła jest proporcjonalna do [[dawka pochłonięta|dawki pochłoniętej]], przez co może być ona zmierzona ilościowo<ref>{{Cytuj książkę |tytuł = Point Defects in Lithium Fluoride Films Induced by Gamma Irradiation |url = http://books.google.com/books?id=FY7s7pPSPtgC&pg=PA819 |wydawca = World Scientific |strony = 819 |seria = Proceedings of the 7th International Conference on Advanced Technology & Particle Physics: (ICATPP-7): Villa Olmo, Como, Italy |rok = 2002 |tom = 2001 |isbn = 981-238-180-5}}</ref>. Fluorek litu jest stosowany także w [[soczewka]]ch skupiających w [[teleskop]]ach<ref name="CRC" /><ref>{{Cytuj pismo |nazwisko = Sinton |imię = William M. |tytuł = Infrared Spectroscopy of Planets and Stars |czasopismo = Applied Optics |wolumin = 1 |strony = 105 |rok = 1962 |doi = 10.1364/AO.1.000105 |bibcode = 1962ApOpt...1..105S |wydanie = 2}}</ref>.

Właściwości [[optyka nieliniowa|nieliniowe]] [[niobian litu|niobianu litu]] sprawiają, że jest on wykorzystywany w produkcji materiałów optyki nieliniowej. Używany jest zwłaszcza w produktach telekomunikacyjnych, takich jak [[telefon komórkowy|telefony komórkowe]] i modulatory optyczne, m.in. w elementach takich jak [[rezonator kwarcowy|rezonator krystaliczny]].

[[Plik:US Navy 040626-N-5319A-006 An Anti-Submarine Warfare (ASW) MK-50 Torpedo is launched from guided missile destroyer USS Bulkeley (DDG 84).jpg|thumb|Wystrzelenie torpedy Mark 50 używającej litu jako paliwa]]

==== Lit metaliczny i związki otrzymywane z niego ====
Ze względu na wysoką [[pojemność cieplna|pojemność cieplną]], największą ze wszystkich substancji stałych i jedną z najwyższych wśród cieczy, oraz występowanie w stanie ciekłym szerokim zakresie temperatury, ciekły lit jest używany jako [[chłodziwo]]<ref name="CRC" />.

[[Torpeda Mark 50]] posiada napęd chemiczny (SCEPS) składający się z małego zbiornika gazowego [[heksafluorek siarki|heksafluorku siarki]] ({{chem2|SF6}}), który w czasie działania napędu jest rozpylany na bryłę metalicznego litu. Reakcja wyzwala ogromne ilości ciepła, które używane jest do produkcji [[para wodna|pary wodnej]] z wody morskiej. Para napędza torpedę w zamkniętym [[Obieg Rankine’a|obiegu Rankine’a]]<ref>{{Cytuj pismo |autor = Hughes, T.G.; Smith, R.B. and Kiely, D.H |tytuł = Stored Chemical Energy Propulsion System for Underwater Applications |czasopismo = Journal of Energy |rok = 1983 |wolumin = 7 |wydanie = 2 |strony = 128–133 |doi = 10.2514/3.62644}}</ref>.

Gdy używany jest jako [[topnik]] w procesach [[połączenie spawane|spawania]] lub [[lutowanie|lutowania]], metaliczny lit wspomaga łączenie metali i eliminuje proces tworzenia się [[tlenki|tlenków]] poprzez absorpcję zanieczyszczeń. Jego właściwości łączące powodują, że lit jest również ważny topnikiem w produkcji [[ceramika|ceramiki]], [[emalia|emalii]] i szkła. [[Stop metali|Stopy]] litu z [[glin]]em, [[kadm]]em, [[miedź|miedzią]] i [[mangan]]em są używane do produkcji części samolotowych o wysokiej trwałości i wytrzymałości<ref>{{cytuj książkę |autor = Davis, Joseph R. ASM International. Handbook Committee |tytuł = Aluminum and aluminum alloys |url = http://books.google.com/books?id=Lskj5k3PSIcC&pg=PA121 |rok = 1993 |wydawca = ASM International |isbn = 978-0-87170-496-2 |strony = 121– |data dostępu = 2011-05-16}}</ref>.

Związki litu używane są również jako barwniki [[pirotechnika|pirotechniczne]] i [[utleniacz]]e w czerwonych [[sztuczne ognie|ogniach sztucznych]] i [[flara (pirotechnika)|flarach]]<ref name="CRC" /><ref>{{Cytuj |autor = Egon Wiberg |tytuł = Inorganic chemistry |data = 2001 |isbn = 0-12-352651-5 |wydanie = 1st English ed. |inni = Nils Wiberg; Arnold Frederick Holleman |miejsce = San Diego |wydawca = Academic Press |s = 1089 |oclc = 48056955 |url = http://books.google.com/books?id=Mtth5g59dEIC&pg=PA1089}}</ref>.

Metaliczny lit jest także używany w farmaceutyce i przemyśle substancji wysokowartościowych – [[związki litoorganiczne]] używane są zarówno jako silne zasady, jak i silnie reaktywne odczynniki do syntezy organicznej<ref name="autonazwa1">{{Cytuj książkę |autor = Bansal, Raj K. |tytuł = Synthetic approaches in organic chemistry |url = http://books.google.com/books?id=_SJ2upYN6DwC&pg=PA192 |strony = 192 |rok = 1996 |isbn = 0-7637-0665-5}}</ref>. Związki litoorganiczne są używane także w syntezie [[polimery|polimerów]] jako [[katalizator]]y i inicjatory rodnikowe<ref>{{cytuj stronę |url = http://chemical.ihs.com/CEH/Public/Reports/681.7000/ |tytuł = Organometallics}}</ref> w anionowej [[polimeryzacja|polimeryzacji]] addytywnej olefin<ref>{{Cytuj pismo |autor = Yurkovetskii, A.V. |imię2 = V.L. |tytuł = Polymerization of 1,2-dimethylenecyclobutane by organolithium initiators |czasopismo = Russian Chemical Bulletin |wolumin = 37 |rok = 2005 |doi = 10.1007/BF00962487 |strony = 1782–1784 |imię3 = K.L. |nazwisko2 = Kofman |nazwisko3 = Makovetskii |wydanie = 9}}</ref><ref>{{Cytuj pismo |autor = Quirk, Roderic P |tytuł = Functionalization of polymeric organolithium compounds. Amination of poly(styryl)lithium |czasopismo = Macromolecules |doi = 10.1021/ma00159a001 |rok = 1986 |wolumin = 19 |strony = 1291 |nazwisko2 = Cheng |imię2 = Pao Luo |bibcode = 1986MaMol..19.1291Q |wydanie = 5}}</ref><ref>{{Cytuj książkę |autor = Stone, F.G.A.; West, Robert |tytuł = Advances in organometallic chemistry |url = {{Google Books|_gai4kRfcMUC|strony = 55|link=tak}} |wydawca = Academic Press |rok = 1980 |isbn = 0-12-031118-6 |strony = 55}}</ref>. Związki litoorganiczne są syntezowane z metalicznego litu i halogenków alkilowych<ref name="autonazwa1" />. Wiele innych związków litowych jest używanych jako reagenty do syntezy związków organicznych. Do najpopularniejszych należą [[tetrahydroglinian litu]] ({{chem2|LiAlH4}}) i trietyloborowodorek litu ({{chem2|LiBH(C2H5)3}}).

=== Broń jądrowa ===
[[Plik:Castle Bravo Blast.jpg|thumb|Próba jądrowa [[Castle Bravo]], eksplozja bomby termojądrowej, w której deuterek litu był stosowany jako paliwo.]]
Lit-6 jest używany jako [[substrat (chemia)|substrat]] do produkcji [[tryt]]u oraz jako [[wychwyt neutronu|pochłaniacz neutronów]] przy [[reakcja termojądrowa|fuzji jądrowej]]. Lit występujący w przyrodzie zawiera około 7,5% litu-6, z którego produkuje się czysty lit-6 poprzez [[rozdzielanie izotopów]] na potrzeby [[broń jądrowa|broni jądrowej]]<ref>{{cytuj książkę |autor = Makhijani, Arjun and Yih, Katherine |tytuł = Nuclear Wastelands: A Global Guide to Nuclear Weapons Production and Its Health and Environmental Effects |url = http://books.google.com/books?id=0oa1vikB3KwC&pg=PA60 |strony = 59–60 |wydawca = MIT Press |rok = 2000 |isbn = 0-262-63204-7}}</ref>. Lit-7 używany jest natomiast w [[reaktor jądrowy|reaktorach jądrowych]] jako [[chłodziwo|czynnik chłodzący]]<ref>{{cytuj książkę |autor = National Research Council (U.S.). Committee on Separations Technology and Transmutation Systems |tytuł = Nuclear wastes: technologies for separations and transmutation |url = http://books.google.com/books?id=iRI7Cx2D4e4C&pg=PA278 |strony = 278 |wydawca = National Academies Press |rok = 1996 |isbn = 0-309-05226-2}}</ref>.

Deuterek litu był używany jako [[paliwo jądrowe]] w pierwszych konstrukcjach [[Ładunek termojądrowy|ładunków termojądrowych]]. Bombardowane neutronami zarówno {{chem2|^{6}Li}}, jak i {{chem2|^{7}Li}} tworzą [[tryt]], który w wyniku reakcji jądrowej z deuterem jest źródłem neutronów. Przed próbą jądrową [[Castle Bravo]], uważano, że lit-7 bombardowany neutronami nie wytwarza trytu. Jednak większa produkcja trytu spowodowała wytworzenie się znacznie większej ilości neutronów, które były inicjatorem rozszczepienia uranu i znacznie silniejszego wybuchu niż przewidywano w projekcie Castle Bravo. Tryt i deuter łączą się w wyniku [[reakcja termojądrowa|fuzji jądrowej]], którą łatwo osiągnąć w ich przypadku. Chociaż szczegóły techniczne nie są znane, deuterek litu-6 wciąż odgrywa ważną rolę we współczesnej [[broń jądrowa|broni jądrowej]]<ref>{{Cytuj książkę |autor = Barnaby, Frank |tytuł = How nuclear weapons spread: nuclear-weapon proliferation in the 1990s |url = http://books.google.com/books?id=yTIOAAAAQAAJ&pg=PA39 |strony = 39 |wydawca = Routledge |rok = 1993 |isbn = 0-415-07674-9}}</ref>.

=== Energetyka jądrowa ===
[[Fluorek litu]] wzbogacony w izotop litu-7 jest głównym składnikiem mieszaniny fluorków LiF-{{chem2|BeF2}} używanej w [[reaktor jądrowy|reaktorach solnych]]. Fluorek litu jest wyjątkowo stabilny chemicznie, a mieszanina LiF-{{chem2|BeF2}} ma bardzo niską [[temperatura topnienia|temperaturę topnienia]]. Dodatkowo, jądra {{chem2|^{7}Li}}, Be i F są jednymi z nielicznych, które mają wystarczająco mały przekrój czynny [[wychwyt neutronu|wychwytu neutronów]] by nie przeszkadzać reakcjom rozszczepienia wewnątrz reaktora<ref>Beryl i fluor posiadają tylko jeden izotop, odpowiednio {{chem2|^{9}Be}} i {{chem2|^{19}F}}. Te dwa, razem z {{chem2|^{7}Li}}, [[deuter|{{chem2|^{2}H}}]], {{chem2|^{11}B}}, {{chem2|^{15}N}}, {{chem2|^{209}Bi}} i stabilnymi izotopami węgla (C) i tlenu (O), posiadają jako jedyne jądro o wystarczająco małym przekroju czynnym wychwytu neutronu (nie licząc aktynowców), aby móc być głównymi składnikami paliwa do powielającego reaktora solnego.</ref><ref>{{cytuj pismo |nazwisko = Baesjr |imię = C |tytuł = The chemistry and thermodynamics of molten salt reactor fuels |czasopismo = Journal of Nuclear Materials |wolumin = 51 |strony = 149 |rok = 1974 |doi = 10.1016/0022-3115(74)90124-X |bibcode = 1974JNuM...51..149B}}</ref>.

W koncepcji elektrowni działającej na zasadzie [[kontrolowana synteza termojądrowa|kontrolowanej syntezy termojądrowej]], lit będzie używany do produkcji trytu, który wraz z deuterem będzie stanowił paliwo do [[tokamak]]ów, urządzeń wykorzystujących [[magnetyczne uwięzienie plazmy]]. Tryt nie występuje w przyrodzie, ale będzie produkowany w wyniku otoczenia obszaru reagującej [[plazma|plazmy]] warstwą zawierającą lit. Neutrony pochodzące z reakcji deuteru i trytu (odbywającej się w plazmie) będą reagowały z litem, by wyprodukować więcej trytu:
: {{chem2|^{2}D + ^{3}T → ^{4}He + n}}
: {{chem2|^{6}Li + n → ^{4}He + ^{3}T}}.

Lit jest również używany jako źródło [[promieniowanie alfa|promieniowania alfa]] (lub inaczej jąder helu). Podczas bombardowania {{chem2|^{7}Li}} przez przyspieszone [[proton]]y, tworzy się {{chem2|^{8}[[Beryl (pierwiastek)|Be]]}}, który następnie ulega rozszczepieniu, tworząc dwie cząstki alfa. Ta właściwość została nazwana „rozdzielaniem atomu”, gdy po raz pierwszy ją zaobserwowano. Reakcja ta była pierwszą w historii w pełni wykonaną przez człowieka [[reakcja jądrowa|reakcją jądrową]]. Wykonana została w roku 1932 przez [[John Douglas Cockcroft|Johna Douglasa Cockcrofta]] i [[Ernest Walton|Ernesta Waltona]]<ref>{{Cytuj książkę |autor = Agarwal, Arun |tytuł = Nobel Prize Winners in Physics |url = http://books.google.com/books?id=XyOBx2R2CxEC&pg=PA139 |strony = 139 |wydawca = APH Publishing |rok = 2008 |isbn = 81-7648-743-0}}</ref><ref>{{Cytuj stronę |url = http://www-outreach.phy.cam.ac.uk/camphy/cockcroftwalton/cockcroftwalton9_1.htm |tytuł = ‘Splitting the Atom’: Cockcroft and Walton, 1932: 9. Rays or Particles? |opublikowany = www-outreach.phy.cam.ac.uk |archiwum = https://web.archive.org/web/20120902195556/http://www-outreach.phy.cam.ac.uk/camphy/cockcroftwalton/cockcroftwalton9_1.htm |zarchiwizowano = 2012-09-02}}, in April, 1932. Retrieved 14 June 2011.</ref> (reakcje jądrowe i przemiany jądrowe sterowane przez człowieka były wykonywane już w roku 1917, ale z pomocą naturalnego napromieniowywania materiałów za pomocą cząstek alfa). Cockcroft i Walton dostali między innymi za tę reakcję [[nagroda Nobla|nagrodę Nobla]] w [[Laureaci Nagrody Nobla w dziedzinie fizyki|dziedzinie fizyki]].

=== Medycyna ===
{{Zobacz też|Węglan litu}}Lit w postaci soli, najczęściej [[węglan litu|węglanu litu]], jest jednym z najdłużej stosowanych leków w [[psychiatria|psychiatrii]] – po raz pierwszy zastosowano go w 1949 roku. Jego postacią aktywną biologicznie jest jon dodatni {{chem2|Li+}}. Należy on do leków stabilizujących nastrój (inaczej leków [[leki normotymiczne|normotymicznych]]). Lit jest wykorzystywany przede wszystkim w leczeniu [[zaburzenia afektywne dwubiegunowe|zaburzeń afektywnych dwubiegunowych]], gdzie cechuje go wysoka skuteczność. Poza tym stosowany jest w [[Zaburzenia schizoafektywne|chorobie schizoafektywnej]] oraz jako lek wspomagający w przypadkach lekoopornej [[Zaburzenia depresyjne|depresji jednobiegunowej]]. Pomimo nierzadkich poważnych działań niepożądanych oraz stosunkowo wysokiego ryzyka przedawkowania (ze względu na to, że zakres dawek terapeutycznych jest niewiele niższy od dawek toksycznych) lit jest lekiem cenionym i wciąż często stosowanym z uwagi na jego skuteczność w zapobieganiu nawrotom choroby afektywnej dwubiegunowej, a także redukowaniu jej objawów zarówno podczas epizodów maniakalnych, jak i depresyjnych. Z powodu licznych interakcji litu z innymi lekami, wysokiego ryzyka toksyczności leczenie litem wymaga ścisłego kontaktu z lekarzem psychiatrą oraz częstego monitorowania poziomu litu w krwi pacjenta. Aktualne standardy leczenia psychiatrycznego rekomendują zastosowanie litu jako jednego z leków pierwszego wyboru w chorobie afektywnej dwubiegunowej. Co więcej, badania kliniczne nad efektywnością innych aktualnie stosowanych leków stabilizujących nastrój polegały na porównaniu ich skuteczności ze skutecznością litu<ref name="Jarema">{{Cytuj książkę |tytuł = Standardy leczenia farmakologicznego niektórych zaburzeń psychicznych |inni = Marek Jarema (red.) |wydawca = Via Medica |miejsce = Gdańsk |rok = 2011 |strony = 55–134 |isbn = 978-83-7599-286-1}}</ref>.

== Środki ostrożności ==
Lit jest [[substancja żrąca|żrący]] i wymaga stosowania środków zabezpieczających przed kontaktem metalu ze skórą, ze względu na powstawanie żrącego [[wodorotlenek litu|wodorotlenku litu]] w kontakcie z wilgocią ze skóry. Wdychanie pyłu litowego lub związków litu (zwykle zasadowych) początkowo powoduje podrażnienie [[nos]]a i gardła, natomiast dłuższa lub intensywniejsza ekspozycja może spowodować pojawienie się płynu w [[płuco|płucach]], prowadząc do [[obrzęk płuc|obrzęku]]. Lit może być bezpiecznie przechowywany w obojętnych dla niego substancjach takich jak nafta<ref>{{Cytuj książkę |autor = Furr, A.K. |tytuł = CRC handbook of laboratory safety |url = {{Google Books|Oo3xAmmMlEwC|strony = 244|link=tak}} |strony = 244–246 |isbn = 978-0-8493-2523-6 |rok = 2000 |wydawca = CRC Press |miejsce = Boca Raton}}</ref>.

Istnieją badania sugerujące ryzyko wystąpienia [[anomalia Ebsteina|anomalii Ebsteina]] u noworodków, których matki przyjmowały lit w czasie pierwszego trymestru ciąży<ref name="pmid18982835">{{cytuj pismo |autor = Yacobi S, Ornoy A |tytuł = Is lithium a real teratogen? What can we conclude from the prospective versus retrospective studies? A review |czasopismo = Isr J Psychiatry Relat Sci |wolumin = 45 |wydanie = 2 |strony = 95–106 |rok = 2008 |pmid = 18982835}}</ref>.

=== Przepisy prawne ===
Niektóre prawodawstwa ograniczają sprzedaż baterii zawierających lit, gdyż są najłatwiej dostępnym źródłem litu dla konsumentów. Lit może być stosowany do redukcji [[pseudoefedryna|pseudoefedryny]] i [[efedryna|efedryny]] do [[Metamfetamina|metamfetaminy]] w wyniku redukcji Bircha, w której używa się roztworów litowców rozpuszczonych w bezwodnym amoniaku<ref>{{cytuj stronę |url = http://www.illinoisattorneygeneral.gov/methnet/understandingmeth/basics.html |tytuł = Illinois Attorney General&nbsp;– Basic Understanding Of Meth |opublikowany = Illinoisattorneygeneral.gov |archiwum = https://web.archive.org/web/20100910041147/http://www.illinoisattorneygeneral.gov/methnet/understandingmeth/basics.html |zarchiwizowano = 2010-09-10 |data dostępu = 2010-10-06}}</ref><ref>{{cytuj pismo |nazwisko = Harmon |imię = Aaron R. |tytuł = Methamphetamine remediation research act of 2005: Just what the doctor ordered for cleaning up methfields–or sugar pill placebo? |url = http://www.ncjolt.org/sites/default/files/7_nc_jl_tech_421.pdf |czasopismo = North Carolina Journal of Law & Technology |rok = 2006 |wolumin = 7 |archiwum = http://web.archive.org/web/20130509155821/http://www.ncjolt.org/sites/default/files/7_nc_jl_tech_421.pdf |zarchiwizowano = 2013-05-09}}</ref>. Przewożenie niektórych rodzajów baterii litowych (lub litowo-jonowych) może być zabronione na pokładzie niektórych środków transportu (zwłaszcza powietrznego) ze względu na możliwość wystąpienia pełnego gwałtownego rozładowania w wyniku [[Zwarcie (elektrotechnika)|zwarcia]], które prowadzi do przegrzania i potencjalnej [[Wybuch|eksplozji]]. Większość konsumenckich ogniw litowych i litowo-jonowych posiada wbudowane zabezpieczenia przed przegrzaniem w celu zabezpieczenia przed taką sytuacją albo są zaprojektowane w sposób w dużym stopniu uniemożliwiający powstanie zwarcia. Wewnętrzne zwarcia powstają niekiedy w wyniku wad produkcyjnych lub uszkodzeń baterii, co prowadzi do spontanicznego zapłonu<ref>{{Cytuj książkę |autor = Samuel C. Levy and Per Bro. |tytuł = Battery hazards and accident prevention |url = http://books.google.com/?id=i7U-0IB8tjMC&pg=PA15 |isbn = 978-0-306-44758-7 |strony = 15–16 |rok = 1994 |wydawca = Plenum Press |miejsce = New York}}</ref><ref>{{cytuj stronę |url = http://www.tsa.gov/travelers/airtravel/assistant/batteries.shtm |tytuł = TSA: Safe Travel with Batteries and Devices |opublikowany = Tsa.gov |data = 1 stycznia 2008 |archiwum = https://web.archive.org/web/20120927235444/http://www.tsa.gov/travelers/airtravel/assistant/batteries.shtm |zarchiwizowano = 2012-09-27 |data dostępu = 2013-07-12}}</ref>.

== Zobacz też ==
* [[akumulator litowo-jonowy]]
* [[akumulator litowo-polimerowy]]
* [[akumulator litowo-siarkowy]]

== Uwagi ==
{{Uwagi}}

== Przypisy ==
<references>
<ref name="Aldrich">{{Sigma-Aldrich|444456|ALDRICH|MSDS=tak|data dostępu=2011-09-30|nazwa=Lit}}</ref>
<ref name="Aldrich-US">{{Sigma-Aldrich|444456|ALDRICH|MSDS=tak|data dostępu=2011-09-30|język=en|nazwa=Lithium}}</ref>
* <ref name="PubChem">{{PubChem|cid=3028194|nazwa=Lithium|data dostępu=}}</ref>
</references>

== Linki zewnętrzne ==
* {{Cytuj stronę |url = http://materialyinzynierskie.pl/lit-najwazniejszy-metal-przyszlosci/ |tytuł = Lit – najważniejszy metal przyszlości |opublikowany = MaterialyInzynierskie.pl |data dostępu = 2017-03-05}}
* {{Cytuj stronę |url = http://www.samochodyelektryczne.org/zasoby_litu_na_swiecie.htm |tytuł = Zasoby litu na świecie |opublikowany = SamochodyElektryczne.org |data dostępu = 2010-02-28}}
* [http://www.youtube.com/watch?v=dxOpR2Jgvrg Film w ramach projektu The Periodic Table of Videos] {{lang|en}}
* [http://www.lithiumalliance.org/ International Lithium Alliance] {{lang|en}}
* [http://minerals.usgs.gov/minerals/pubs/commodity/lithium/ USGS: Lithium Statistics and Information] {{lang|en}}
* [http://trugroup.com/whitepapers/TRU-Lithium-Outlook-2020.pdf Lithium Supply & Markets 2009 IM Conference 2009 Sustainable lithium supplies through 2020 in the face of sustainable market growth] {{lang|en}}
* {{Cytuj stronę |url = http://www.mcis.soton.ac.uk/Site_Files/pdf/nuclear_history/Working_Paper_No_5.pdf |tytuł = University of Southampton, Mountbatten Centre for International Studies, Nuclear History Working Paper No5. |opublikowany = mcis.soton.ac.uk |archiwum = https://web.archive.org/web/20120311175253/http://www.mcis.soton.ac.uk/Site_Files/pdf/nuclear_history/Working_Paper_No_5.pdf |zarchiwizowano = 2012-03-11 |język = en}}
* [http://terraexploro.com/TE-Potash-Lithium-Salars-Prospecting.htm Poszukiwanie solanek litowych] {{lang|en}}
* [http://www.youtube.com/watch?v=IHDEZ1mut_Y Film pokazujący reakcję metalicznego litu z wodą]

{{Pierwiastki chemiczne}}

{{Kontrola autorytatywna}}

[[Kategoria:Pierwiastki chemiczne]]
[[Kategoria:Lit| ]]