Литий
Литият е химичен елемент със символ Li и атомен номер 3. Той е мек сребристо-бял алкален метал. При стандартни условия е най-лекият метал и най-лекият твърд елемент. Подобно на всички алкални метали, литият е силно реактивоспособен и затова се съхранява под петрол. Той е с метален блясък, но от влагата във въздуха бързо се променя до сребристо-сив, след това до черен. Литият не се среща свободно в природата, а само под формата на йонни съединения – пегматитни минерали, които някога са били основният източник на литий. Най-важните минерали, съдържащи литий, са лепидолит, сподумен, петалит и амблигонит (всички те са алумосиликати). Благодарение на неговата разтворимост като йон, литият присъства в морската вода и тя е главният източник за получаването му. Литий се изолира в чист вид чрез електролиза на смес от стопилка на литиев хлорид и калиев хлорид.
Литият е на 25-о място по разпространеност в Слънчевата система, а в земната кора е на 35-о място.[1] Литият има приложения в ядрената физика. 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.[2]
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 и алуминий и литиево-йонни батерии. Тези потребления консумират почти ¾ от произведения литий.
Литият присъства в биологичните системи в малки количества, но неговите функции са неясни. Литиевите соли се използват в производството на лекарства, при лечението на биполярно разстройство.
СвойстваРедактиране
Атомни и физичниРедактиране
Подобно на другите алкални метали, литият има един валентен електрон, който лесно се отдава, за да се образува катион.[3] Поради това му свойство литият е добър проводник на топлина и електричество, както и силно реактивен елемент, въпреки че е най-слабо реактивен от алкалните метали. Ниската реактивност на лития се дължи на близостта на неговия валентен електрон до ядрото му.[3]
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.[3] 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.[4] Литият е свръхпроводим под 400 μK при стандартно налягане[5] и при по-високи температури (>9 К) и много високи налягания (>20 GPa).[6] 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.[7] За лития при високи налягания са установени множество алотропни форми.[8]
ХимичниРедактиране
Литият реагира лесно с водата, но със значително по-слаба сила от другите алкални метали. Реакцията води до образуване на водород и литиев хидроксид.[3] 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.[9]
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.[10] 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.[11][12]
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.[9] Литият реагира с водорода при по-високи температури и води до образуване на литиев хидрид (LiH).[13]
Други известни съединения включват халогениди (LIF, LiCl, LiBr, LiI), сулфид (Li2S), супероксид (LiO2) и карбид (Li2C2). Известни са много други неорганични съединения, в които литият се комбинира с аниони до образуването на соли – борати, амиди, карбонати, нитрати или борхидрид (LiBH4). Литиево-алуминиевият хидрид (LiAlH4) обикновено се използва, като редуциращ агент в органичния синтез.
Известни са множество органолитиеви реагенти, в които има директна връзка между въглеродни и литиеви атоми, което ефективно създава карбанион. 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.[14] LiHe е съединение, дължащо се изцяло на ван дер Ваалсови връзки, което е възможно само при много ниски температури.[15]
ИзотопиРедактиране
Наличие в природатаРедактиране
История на изследваниятаРедактиране
Литият е бил открит от Йохан Арфведсон в Швеция през 1817 г. Наименованието му идва от гръцката дума „литос“, което в превод на български означава „камък“.
ПроизводствоРедактиране
ПриложениеРедактиране
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.
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
Техника на безопасностРедактиране
ИзточнициРедактиране
- ↑ 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)
- ↑ ((en)) Nuclear Weapon Design. Federation of American Scientists (1998-10-21)
- ↑ 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.
- ↑ Coefficients of Linear Expansion. // [1] Engineering Toolbox. Архивиран от оригинала на 30 ноември 2012. (на английски)
- ↑ 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)
- ↑ Struzhkin, V. V.. Superconductivity in dense lithium. // Science 298 (5596). 2002. DOI:10.1126/science.1078535. p. 1213 – 5. (на английски)
- ↑ 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)
- ↑ 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)
- ↑ 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)
- ↑ 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)
- ↑ 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)
- ↑ Geochemistry international. // Geochemistry International 31 (1 – 4). 1 януари 1994. p. 115. Архивиран от оригинала на 4 юни 2016. (на английски)
- ↑ Beckford, Floyd. University of Lyon course online (powerpoint) slideshow. // [2] 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.
- ↑ Sapse, Anne-Marie. Lithium chemistry: a theoretical and experimental overview. Wiley-IEEE, 1995. ISBN 0-471-54930-4. p. 3 – 40. (на английски)
- ↑ APS Physics. // APS Physics 6. 8 април 2013. p. 42. Архивиран от оригинала на 20 декември 2016. (на английски)