Отваря главното меню

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 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.

Литий
Литий – мек сребристо-бял метал
Мек сребристо-бял метал
Спектрални линии на литий
ХелийЛитийБерилий
H

Li

Na
Периодична система
Общи данни
Име, символ, Z Литий, Li, 3
Група, период, блок 12s
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 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 MPa
История
Наименован 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

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 метали, 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

  1. Lodders, Katharina. Solar System Abundances and Condensation Temperatures of the Elements. // The Astrophysical Journal 591 (2). The American Astronomical Society, 10 юли 2003. DOI:10.1086/375492. p. 1220 – 1247. (на английски)
  2. ((en)) Nuclear Weapon Design. Federation of American Scientists (1998-10-21)
  3. 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.
  4. Coefficients of Linear Expansion. // Engineering Toolbox. Архивиран от оригинала на 30 ноември 2012. (на английски)
  5. 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)
  6. Struzhkin, V. V.. Superconductivity in dense lithium. // Science 298 (5596). 2002. DOI:10.1126/science.1078535. p. 1213 – 5. (на английски)
  7. 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)
  8. 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)
  9. 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)
  10. 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)
  11. 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)
  12. Geochemistry international. // Geochemistry International 31 (1 – 4). 1 януари 1994. p. 115. (на английски)
  13. Beckford, Floyd. University of Lyon course online (powerpoint) slideshow. // Архивиран от оригинала на 4 ноември 2005. definitions:Slides 8 – 10 (Chapter 14) (на английски)
  14. Sapse, Anne-Marie. Lithium chemistry: a theoretical and experimental overview. Wiley-IEEE, 1995. ISBN 0-471-54930-4. p. 3 – 40. (на английски)
  15. APS Physics. // APS Physics 6. 8 април 2013. p. 42. (на английски)

Вижте същоРедактиране