Уикипедия

Литий

химичен елемент с атомен номер 3

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 под 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
Хелий ← Литий → Берилий
H
↑
Li
↓
Na
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.[1]

ОткриванеРедактиране

При анализа на минерала петалит (LiAiSi4O10) шведският химик и минегалог Йохан Аугуст Арфведсон през 1817 г. достига до неизвестен остатък.[2] 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.[2]

ЕтимологияРедактиране

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.[2]

РазпространениеРедактиране

Литият е на 25-о място по разпространеност в Слънчевата система, а в земната кора е на 35-о място.[3] 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.[2] 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.[4]

Физични свойстваРедактиране

Литият е достатъчно мек, за да бъде срязан с нож. Когато се нареже, той има сребристо-бял цвят, който бързо се променя до сиво, тъй като се окислява до литиев оксид.[5] 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 над водата – другите са натрий и калий.

Литиевият коефициент на термично разширение е два пъти по-голям от този на алуминия и почти четири пъти по-голям от този на желязото.[6] Литият е свръхпроводим под 400 μK при стандартно налягане[7] и при по-високи температури (>9 К) и много високи налягания (>20 GPa).[8] 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.[9] За лития при високи налягания са установени множество алотропни форми.[10]

Литият е добър проводник на топлина и електричество.

Разтваря се в течен амоняк без да отделя водород.[4] Разредените му амонячни разтвори имат син цвят.[4]

ИзотопиРедактиране

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.[2]

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

 .[2]

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

 .

Тази реакция е единственият промишлен източник за получаването на тритий.[2]

Химични свойстваРедактиране

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

Само при лития, от алкалните метали, ns1-електронът стои над проста хелиева сруктура, съдържаща само два външни електрона.

Подобно на другите алкални метали, литият има един валентен електрон, който лесно се отдава, за да се образува катион.[5] Най-слабо реактивен е от алкалните метали. Ниската реактивност на лития се дължи на близостта на неговия валентен електрон до ядрото му.[5] 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.[4] Има постоянна първа валентност.

В газообразно състояние литият образува двуатомна молекула Li2, като връзката Li–Li е най-здравата от алкалните метали.[4]

Литият реагира лесно с водата, но със значително по-слаба сила от другите алкални метали. Реакцията води до образуване на водород и литиев хидроксид.[5] Поради своята реактивоспособност към водата, литият обикновено се съхранява под 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.[11]

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.[12] 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.[13][14][4]

Реагира лесно с азота, въглерода и силиция.

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

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.[11] Литият реагира с водорода при по-високи температури и води до образуване на литиев хидрид (LiH).[15]

СъединенияРедактиране

ХалогенидиРедактиране

Литият образува LiF, LiCl, LiBr и LiI. Те се разтварят в някои кислородсъдържащи оргнични разтворители за сметка на образуването на разтворими комплекси.[4]

LiCl и LiF се използват като флюсии при заваряването на алуминиеви съдове.[4]

Оксид, пероксид и хидроксидРедактиране

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.[4] Първоначален продукт е литиевият хидрогенпероксид, който се разпада поради своята нестабилност:[4]

 ,

 .[4]

Той се използва в космическите кораби за получаване на кислород:[2]

 .

Литиевият хидроксид (LiOH) е твърдо, бяло, силно хигроскопично вещество с ниска температура на топене – 471 °C.[4] 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.[4]

Съдинения с кислородсъдържащи киселиниРедактиране

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:[4]

 .

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.[4]

При загряване литиевият нитрат (LiNO3) се разлага направо на Li2O поради нестабилността на LiNO2:[4]

 .

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

Литиевият сулфат (Li2SO4) не образува стипци.[4]

Литиевият ниобат (LiNbO3) има ромбоедична решетка. Това е прозрачен сенгетоелктрик, относително твърд и плътен материал, особено подходящ в електрооптиката.[2] Използва се в пиезоелектричните преобразуватели.

Други съединенияРедактиране

Литият образува фулериди от вида C6Li, C12Li, C18Li.[16]

Известни са Li3N и няколко фосфида – Li2P16, Li3P21.[16]

Литият формира и стабилен карбид (Li2C2), докато другите алкални метали не образуват стабилни карбиди.[2]

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:[4]

 ,

 .

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.[17]

Органични съединенияРедактиране

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.[18]

Метод за получаването на тези производни е чрез органоживачни съединения:[4]

 .

Процесът се извършва в органичен разтворител.

Органолитиевите съединения се използат в полимеризационни процеси.[4]

При лития е получен тъмносин литиев криптат с формула [Li(криптат)]+e-. Това съединение електрид.[4]

История на изследваниятаРедактиране

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

ПроизводствоРедактиране

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:

 .[2]

ПриложениеРедактиране

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 ефектиРедактиране

Литият присъства в биологичните системи в малки количества, но неговите функции са неясни. Литиевите соли (LiCO3)[2] се използват в производството на лекарства, при лечението на биполярно разстройство.

Техника на безопасностРедактиране

ИзточнициРедактиране

  1. ↑ ((en)) Nuclear Weapon Design. Federation of American Scientists (1998-10-21)
  2. ↑ а б в г д е ж з и к л м Лефтеров, Димитър. Химичните елементи и техните изотопи. София, Издателство на БАН „Проф. Марин Дринов“, 2015. ISBN 978-954-322-831-7. с. 266 – 269.
  3. ↑ Lodders, Katharina. Solar System Abundances and Condensation Temperatures of the Elements (PDF). // The Astrophysical Journal 591 (2). The American Astronomical Society, 10 юли 2003. DOI:10.1086/375492. p. 1220 – 1247. Архивиран от оригинала на 7 ноември 2015. (на английски)
  4. ↑ а б в г д е ж з и к л м н о п р с т у ф х Киркова, Елена. Химия на елементите и техните съединения. София, Университетско издателство „Св. Климент Охридски“, 2013. ISBN 978-954-07-3504-7. с. 60 – 80.
  5. ↑ а б в г Krebs, Robert E.. The History and Use of Our Earth's Chemical Elements: A Reference Guide. Westport, Conn., Greenwood Press, 2006. ISBN 0-313-33438-2.
  6. ↑ Coefficients of Linear Expansion. // Engineering Toolbox. Архивиран от оригинала на 30 ноември 2012. (на английски)
  7. ↑ Tuoriniemi, Juha et al. Superconductivity in lithium below 0.4 millikelvin at ambient pressure. // Nature 447 (7141). 2007. DOI:10.1038/nature05820. p. 187 – 9. (на английски)
  8. ↑ Struzhkin, V. V.. Superconductivity in dense lithium. // Science 298 (5596). 2002. DOI:10.1126/science.1078535. p. 1213 – 5. (на английски)
  9. ↑ Overhauser, A. W.. Crystal Structure of Lithium at 4.2 K. // Physical Review Letters 53. 1984. DOI:10.1103/PhysRevLett.53.64. p. 64 – 65. (на английски)
  10. ↑ Schwarz, Ulrich. Metallic high-pressure modifications of main group elements. // Zeitschrift für Kristallographie 219 (6 – 2004). 2004. DOI:10.1524/zkri.219.6.376.34637. p. 376 – 390. (на английски)
  11. ↑ а б Kamienski, Conrad W.. Lithium and lithium compounds. // Kirk-Othmer Encyclopedia of Chemical Technology. John Wiley & Sons, Inc., 2004. DOI:10.1002/0471238961.1209200811011309.a01.pub2. (на английски)
  12. ↑ XXIV.—On chemical analysis by spectrum-observations. // Quarterly Journal of the Chemical Society of London 13 (3). 1861. DOI:10.1039/QJ8611300270. p. 270. (на английски)
  13. ↑ Krebs, Robert E.. The history and use of our earth's chemical elements: a reference guide. Greenwood Publishing Group, 2006. ISBN 0-313-33438-2. p. 47. (на английски)
  14. ↑ Geochemistry international. // Geochemistry International 31 (1 – 4). 1 януари 1994. p. 115. Архивиран от оригинала на 4 юни 2016. (на английски)
  15. ↑ Beckford, Floyd. University of Lyon course online (powerpoint) slideshow. // Архивиран от оригинала на 4 ноември 2005. definitions:Slides 8 – 10 (Chapter 14) (на английски) Архив на оригинала от 2005-11-04 в Wayback Machine.
  16. ↑ а б Bruce King, R.. Encyclopedia of Inorganic Chemistry [10 Volumes]. Wiley, 2005. ISBN 9780470860786. с. 59 – 93.
  17. ↑ APS Physics. // APS Physics 6. 8 април 2013. p. 42. Архивиран от оригинала на 20 декември 2016. (на английски)
  18. ↑ Sapse, Anne-Marie. Lithium chemistry: a theoretical and experimental overview. Wiley-IEEE, 1995. ISBN 0-471-54930-4. p. 3 – 40. (на английски)

Вижте същоРедактиране

Взето от „https://bg.wikipedia.org/w/index.php?title=Литий&oldid=11246667“.