Литий: Разлика между версии
Изтрито е съдържание Добавено е съдържание
Thepuglover (беседа | приноси) Разширена е статията |
Thepuglover (беседа | приноси) . Етикети: добавен етикет nowiki в статията Визуален редактор |
||
Ред 130:
Литият е на 25-о място по разпространеност в [[Слънчева система|Слънчевата система]], а в [[Земна кора|земната кора]] е на 35-о място.<ref name="Lodders2003">{{cite journal| doi = 10.1086/375492| last = Lodders| first = Katharina| date =10 юли 2003| title = Solar System Abundances and Condensation Temperatures of the Elements| journal = The Astrophysical Journal| publisher = The American Astronomical Society| volume = 591| issue = 2| pages = 1220 – 1247| url = http://weft.astro.washington.edu/courses/astro557/LODDERS.pdf| format = PDF| bibcode = 2003ApJ...591.1220L| ref = harv| deadurl = no| archiveurl = https://web.archive.org/web/20151107043527/http://weft.astro.washington.edu/courses/astro557/LODDERS.pdf| archivedate =7 ноември 2015| df = dmy-all| lang = en}}</ref> Литият не се среща свободно в природата, а само под формата на [[йон]]ни съединения – [[пегматит]]ни минерали, които някога са били основният източник на литий.
Литият влиза в състава на повече от 150 минерала.<ref name=":0" /> 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.<ref name=":1">{{Цитат книга|last=Киркова|first=Елена|title=Химия на елементите и техните съединения|year=2013|publisher=Университетско издателство „Св. Климент Охридски“|location=София|isbn=978-954-07-3504-7|pages=60 – 80}}</ref>
== Физични свойства ==
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]].<ref name="krebs">{{Cite book|last = Krebs|first = Robert E.|date = 2006|title = The History and Use of Our Earth's Chemical Elements: A Reference Guide|publisher = Greenwood Press|location = Westport, Conn.|isbn = 0-313-33438-2}}</ref> Той има една от най-ниските точки на топене, сред всички метали (180
Литият има много ниска [[плътност]] (0,534 g/cm<sup>3</sup>), близка до тази на [[бор (елемент)|бора]]. Той плава дори и в най-леките [[въглеводород]]и и е един трите метала, които могат да плават над водата – другите са [[натрий]] и [[калий]].
Ред 140:
Литият е добър [[проводник]] на [[топлопроводимост|топлина]] и [[електропроводимост|електричество]].
Разтваря се в течен амоняк без да отделя водород.<ref name=":1" /> Разредените му амонячни разтвори имат син цвят.<ref name=":1" />
=== Изотопи ===
Line 157 ⟶ 159:
Литият заема първо място в IA група и е първият алкален метал. Електронната му структура е K'''2''s<sup>1</sup>''''' – прибавя се един 2s-електрон спрямо [[Хелий|хелия]].
Само при лития, от алкалните метали, ''ns<sup>1</sup>''-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]].<ref name="krebs" /> Най-слабо реактивен е от алкалните метали. Ниската реактивност на лития се дължи на близостта на неговия валентен електрон до ядрото му.<ref name="krebs" /> Има постоянна първа валентност. Реагира лесно с азота, въглерода и силиция.▼
▲Подобно на другите алкални метали, литият има един [[валентен електрон]], който лесно се отдава, за да се образува [[катион]].<ref name="krebs" /> Най-слабо реактивен е от алкалните метали. Ниската реактивност на лития се дължи на близостта на неговия валентен електрон до ядрото му.<ref name="krebs" />
В газообразно състояние литият образува двуатомна молекула Li<sub>2</sub>, като връзката Li–Li е най-здравата от алкалните метали.<ref name=":1" />
Литият реагира лесно с [[вода]]та, но със значително по-слаба сила от другите алкални метали. Реакцията води до образуване на водород и литиев хидроксид.<ref name="krebs" /> 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·H<sub>2</sub>O), литиев нитрид (Li<sub>3</sub>N) и литиев карбонат (Li<sub>2</sub>CO<sub>3</sub>) – резултат на вторична реакция между LiOH и CO<sub>2</sub>.<ref name="kamienski">{{Cite book|last=Kamienski|first=Conrad W.|title=Kirk-Othmer Encyclopedia of Chemical Technology|date=2004|publisher=John Wiley & Sons, Inc.|lang=en|doi=10.1002/0471238961.1209200811011309.a01.pub2|chapter=Lithium and lithium compounds|author2=McDonald, Daniel P.|author3=Stark, Marshall W.|author4=Papcun, John R.}}</ref>
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.<ref>{{cite journal|doi=10.1039/QJ8611300270|title=XXIV.—On chemical analysis by spectrum-observations|date=1861|journal=Quarterly Journal of the Chemical Society of London|volume=13|issue=3|page=270|lang=en}}</ref> 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.<ref>{{cite book|page=47|url=https://books.google.com/books?id=yb9xTj72vNAC&pg=PA47|title=The history and use of our earth's chemical elements: a reference guide|author=Krebs, Robert E.|publisher=Greenwood Publishing Group|date=2006|isbn=0-313-33438-2|deadurl=no|archiveurl=https://web.archive.org/web/20160804025424/https://books.google.com/books?id=yb9xTj72vNAC&pg=PA47|archivedate=4 август 2016|df=dmy-all|lang=en}}</ref><ref>{{Cite journal|author1=Institute, American Geological|author2=Union, American Geophysical|author3=Society, Geochemical|title=Geochemistry international|journal=Geochemistry International|volume=31|issue=1 – 4|page=115|date=1 януари 1994|url=https://books.google.com/books?id=77McAQAAIAAJ|deadurl=no|archiveurl=https://web.archive.org/web/20160604195805/https://books.google.com/books?id=77McAQAAIAAJ|archivedate=4 юни 2016|df=dmy-all|lang=en}}</ref><ref name=":1" />
Реагира лесно с азота, въглерода и силиция.
С всички киселини дава съответните соли и с изключение на LiF, Li,CO<sub>3</sub> и LiPO<sub>4</sub>, самногоразтворими във вода.
Литият има [[диагонално сходство]] с [[магнезий|магнезия]], елемент с подобен [[атомен радиус|атомен]] и [[йонен радиус]]. Химичните прилики между двата метала включват образуването на [[нитрид]]и, чрез взаимодействие с N<sub>2</sub>, образуването на [[оксид]]и (Li<sub>2</sub>O) и [[пероксид]]и (Li<sub>2</sub>O<sub>2</sub>), когато се изгори в О<sub>2</sub>, както и соли с подобни разтворимости и термична нестабилност от карбонатите и нитридите.<ref name="kamienski" /> Литият реагира с водорода при по-високи температури и води до образуване на [[литиев хидрид]] (LiH).<ref>{{cite web|url=http://www.lyon.edu/webdata/users/fbeckford/CHM%20120/Lecture%20Notes/Chapter-14.ppt|title=University of Lyon course online (powerpoint) slideshow|author=Beckford, Floyd|lang=en|quote=definitions:Slides 8 – 10 (Chapter 14)|archiveurl=https://web.archive.org/web/20051104025202/http://www.lyon.edu/webdata/users/fbeckford/CHM%20120/Lecture%20Notes/Chapter-14.ppt|dead-url=yes|archivedate=4 ноември 2005}} {{Webarchive|url=https://web.archive.org/web/20051104025202/http://www.lyon.edu/webdata/users/fbeckford/CHM+120/Lecture+Notes/Chapter-14.ppt|date=2005-11-04}}</ref>
== Съединения ==
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.▼
=== Халогениди ===
Литиевият оксид (Li<sub>2</sub>O) е безцветен кристал с кубична решетка. Във влажен въздух образува Li<sub>3</sub>N, LiOH и Li<sub>2</sub>CO<sub>3</sub>.▼
Литият образува LiF, LiCl, LiBr и LiI. Те се разтварят в някои кислородсъдържащи оргнични разтворители за сметка на образуването на разтворими комплекси.<ref name=":1" />
LiCl и LiF се използват като флюсии при заваряването на алуминиеви съдове.<ref name=":1" />
Възможно е и образуването на пероксид (Li<sub>2</sub>O<sub>2</sub>), който се използва в космическите кораби за получаване на кислород:▼
=== Оксид, пероксид и хидроксид ===
При загряване на литий във ваздух се получават Li<sub>2</sub>O и Li<sub>2</sub>O<sub>2</sub>.
▲Литиевият оксид (Li<sub>2</sub>O) е безцветен кристал с кубична решетка. Във влажен въздух образува Li<sub>3</sub>N, LiOH и Li<sub>2</sub>CO<sub>3</sub>. Оксидът е стабилен до 500°С.
Литиевият пероксид (Li<sub>2</sub>O<sub>2</sub>) се получава при взаимодействие на етанолов разтвор на LiOH с H<sub>2</sub>O<sub>2</sub>.<ref name=":1" /> Първоначален продукт е литиевият хидрогенпероксид, който се разпада поради своята нестабилност:<ref name=":1" />
<chem>LiOH + H2O2 -> LiOOH + H2O</chem>,
<chem>2LiOOH -> Li2O2 + H2O2</chem>.<ref name=":1" />
▲
<chem>2Li2O2 + 2CO2 -> 2Li2CO3 + O2 ^</chem>.
Литиевият хидроксид (LiOH) е твърдо, бяло, силно хигроскопично вещество с ниска температура на топене – 471°С.<ref name=":1" /> Получава се при взаимодействието на Li<sub>2</sub>O с вода. При обикновени условия е монохидрат. Обезводнява се лесно при нагряване при понижено налгане. При загряване се обезводнява до Li<sub>2</sub>O. Прибавя се към електролита на алкалните акумулатоори, защото повишава тяхната мощност.<ref name=":1" />
Литият формира и стабилен карбид (Li<sub>2</sub>C<sub>2</sub>), докато другите алкални метали не образуват стабилни карбиди.<ref name=":0" />▼
=== Съдинения с кислородсъдържащи киселити ===
Други известни съединения включват [[халогенид]]и (LIF, LiCl, LiBr, LiI), [[сулфид]] (Li<sub>2</sub>S) и [[супероксид]] (LiO<sub>2</sub>). Известни са много други неорганични съединения, в които литият се комбинира с аниони до образуването на соли – [[борат]]и, [[амид]]и, [[карбонат]]и, [[нитрат]]и или [[борхидрид]] (LiBH<sub>4</sub>). Литиево-алуминиевият хидрид (LiAlH<sub>4</sub>) обикновено се използва, като редуциращ агент в [[органичен синтез|органичния синтез]].▼
Литият образува много стабилни соли с кислородсъдържащи киселини – [[борат]]и, [[амид]]и, [[карбонат]]и, [[нитрат]]и<nowiki/>р нитрити и други.
▲Литият формира и стабилен карбид (Li<sub>2</sub>C<sub>2</sub>), докато другите алкални метали не образуват стабилни карбиди.<ref name=":0" />
LiHe е съединение, дължащо се изцяло на [[ван дер Ваалс]]ови [[ван дер Ваалсова връзка|връзки]], чието образуване е възможно само при много ниски температури.<ref>{{Cite journal|author1=Bretislav Friedrich|date=8 април 2013|title=APS Physics|url=http://physics.aps.org/articles/v6/42|deadurl=no|journal=APS Physics|volume=6|page=42|archiveurl=https://web.archive.org/web/20161220081615/http://physics.aps.org/articles/v6/42|archivedate=20 декември 2016|df=dmy-all|lang=en}}</ref>▼
Литиевият ниобат (LiNbO<sub>3</sub>) има ромбоедична решетка. Това е прозрачен сенгетоелктрик, относително твърд и плътен материал, особено подходящ в електрооптиката.<ref name=":0" /> Използва се в пиезоелектричните преобразуватели.
=== Други съидинения ===
▲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:<ref name=":1" />
<chem>2LiH + H2O -> 2LiOH + 2H2 ^</chem>,
<chem>2LiH + Nh3 -> Li2NH2 + 2H2 ^</chem>.
▲Други известни съединения включват
▲LiHe е съединение, дължащо се изцяло на [[ван дер Ваалс]]ови [[ван дер Ваалсова връзка|връзки]], чието образуване е възможно само при много ниски температури.<ref>{{Cite journal|author1=Bretislav Friedrich|date=8 април 2013|title=APS Physics|url=http://physics.aps.org/articles/v6/42|deadurl=no|journal=APS Physics|volume=6|page=42|archiveurl=https://web.archive.org/web/20161220081615/http://physics.aps.org/articles/v6/42|archivedate=20 декември 2016|df=dmy-all|lang=en}}</ref>
=== Органични съединения ===
Известни са множество органолитиеви реагенти, в които има директна връзка между [[въглерод]]ни и литиеви атоми, което ефективно създава [[карбанион]]. Органолитиеви съединения са изключително силни [[основа (химия)|основи]] и [[нуклеофил]]и. В много от тези органолитиеви съединения, литиевите йони се подреждат във високосиметрични [[клъстер]]и, които са сравнително обичайни и за останалите алкални метали.<ref>{{Cite book|title=Lithium chemistry: a theoretical and experimental overview|url=https://books.google.com/books?id=z76sVepirh4C&pg=PA16|date=1995|publisher=Wiley-IEEE|lang=en|isbn=0-471-54930-4|pages=3 – 40|author=Sapse, Anne-Marie|author2=von R. Schleyer, Paul|last-author-amp=yes|deadurl=no|archiveurl=https://web.archive.org/web/20160731221323/https://books.google.com/books?id=z76sVepirh4C&pg=PA16|archivedate=31 юли 2016|df=dmy-all}}</ref>
== История на изследванията ==
{{Раздел-мъниче}}
Литият започва да се изучава усилено след средата на 20 век.
== Производство ==
| |||