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, ZЛитий, Li, 3
Група, период, блок1, 2, s
Химическа серияалкален метал
Електронна конфигурация[He] 2s1
e- на енергийно ниво2, 1
CAS номер7439-93-2
Свойства на атома
Атомна маса6,941 u
Атомен радиус (изч.)145 (167) pm
Ковалентен радиус134 pm
Радиус на ван дер Ваалс182 pm
Степен на окисление1
ОксидLi2O (силно основен)
Електроотрицателност
(Скала на Полинг)		0,98
Йонизационна енергияI: 520,2 kJ/mol
II: 7298,1 kJ/mol
III: 11 815 kJ/mol
Физични свойства
Агрегатно състояниетвърдо вещество
Кристална структуракубична обемноцентрирана
Плътност535 kg/m3
Температура на топене453,69 K (180,69 °C)
Температура на кипене1615 K (1342 °C)
Моларен обем13,02×10-6 m3/mol
Специф. топлина на топене3 kJ/mol
Специф. топлина на изпарение145,92 kJ/mol
Налягане на парата
P (Pa) 1 10 102 103 104 105
T (K) 797 885 995 1144 1337 1610
Скорост на звука6000 m/s при 20 °C
Специф. топл. капацитет3582 J/(kg·K)
Специф. електропроводимост10,8×106 S/m
Специф. ел. съпротивление92,8 Ω.mm2/m при 20 °C
Топлопроводимост84,8 W/(m·K)
Магнетизъмпарамагнитен
Модул на еластичност4,9 GPa
Модул на срязване4,2 GPa
Модул на свиваемост11 GPa
Твърдост по Моос0,6
Твърдост по Бринел5 MPa
История
Наименуванот гръцкото λίθος, означаващо камък
ОткритиеЙохан Август Арфведсон (1817 г.)
ИзолиранеУилям 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 минералог Йохан Август 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 много разтворими във вода соли, с изключение на LiF, Li,CO3 и LiPO4.

Литият има диагонално сходство с магнезия, елемент с подобен атомен и йонен радиус. Химичните прилики между двата метала включват образуването на нитриди, чрез взаимодействие с N2, образуването на оксиди (Li2O) и пероксиди (Li2O2), когато се изгори в О2, както и соли с подобни разтворимости и термична нестабилност от карбонатите и нитридите.[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=11692339“.