Lítium

Z Wikipédie

3 héliumlítiumberýlium
H

Li

Na
Všeobecne
Názov, Značka, Číslo lítium, Li, 3
Séria alkalické kovy
Skupina, Perióda, Blok 1, 2, s
Vzhľad strieborný bielosivý
Atómová hmotnosť 6,941(3)  g·mol−1
Elektrónová konfigurácia 1s2 2s1
Elektrónov na hladinu 2, 1
Fyzikálne vlastnosti
Skupenstvo pevné
Hustota (pri i.t.) 0,534  g·cm−3
Hustota tekutiny v b.t. 0,512  g·cm−3
Teplota topenia (tavenia) 453,69 K
(180,54 °C, 356,97 °F)
Teplota varu 1615 K
(1342 °C, 2448 °F)
Kritický bod (odhad)
3223 K, 67 MPa
Teplo vyparovania 3,00  kJ·mol−1
Teplo tavenia 147,1  kJ·mol−1
Tepelná kapacita (25 °C) 24,860  J·mol−1·K−1
Tlak pary
P(Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
pri T(K) 797 885 995 1144 1337 1610
Atómové vlastnosti
Kryštálová štruktúra kocková stredo centrovaná
Oxidačné stupne 1 (silno zásadité)
Elektronegativita 0,98 (Paulingova stupnica)
Ionizačné energie 1.: 520,2 kJ/mol
2.: 7298,1 kJ/mol
3.: 11815,0 kJ/mol
Atómový polomer 145pm
Atómový polomer (vyp.) 167  pm
Kovalentný polomer 134  pm
Van der Waalsov polomer 182 pm
Rôzne
Magnetické vlastnosti paramagnetický
Elektrický odpor (20 °C) 92,8 n Ω·m
Tepelná vodivosť (300 K) 84,8  W·m−1·K−1
Tepelná roztiažnosť (25 °C) 46  µm·m−1·K−1
Rýchlosť zvuku (úzka tyč) (20 °C) 6000 m/s
Youngov modul 4,9  GPa
Pružnosť v šmyku 4,2  GPa
Objemová pružnosť 11  GPa
Mohsova tvrdosť 0,6
Registračné číslo CAS 7439-93-2
Vybrané izotopy
Hlavný článok: Izotopy lítia
izotop NA t1/2 ZM ER (MeV) PR
6Li 7,5% Li je stabilný s 3 neutrónmi
7Li 92,5% Li je stabilný s 4 neutrónmi
V prírodných vzorkách môže obsah 6Li
klesať až na 3,75%. Obsah 7Li môže byť
v takom prípade až do 96,25%.
Referencie
Žieravina
Veľmi horľavá látka

Lítium (lat. lithium, gr. lithos=kameň) je chemický prvok v Periodickej tabuľke prvkov, ktorý má značku Li a protónové číslo 3. Ide o veľmi ľahký a mäkký kov, ktorý rýchlo reaguje s kyslíkom aj s vodou, a preto sa s ním v prírode stretávame iba vo forme zlúčenín. Zo skupiny alkalických kovov je lítium najmenej reaktívny prvok. Elementárne kovové lítium možno dlhodobo skladovať napr. prekryté vrstvou alifatických uhľovodíkov ako petrolej alebo nafta, s ktorými nereaguje.

Soli lítia sfarbujú plameň karmínovo červene.

Prvok lítium bol objavený v roku 1817 švédskym chemikom Johannom Arfvedsonom v aluminosilikátových horninách na báze lepidolitu.

[úprava] Zlúčeniny a výskyt v prírode

Vďaka svojej veľkej reaktivite sa v prírode stretávame prakticky iba so zlúčeninami lítia. Vo všetkých svojich zlúčeninách sa vyskytuje iba s mocnosťou Li+.

V zemskej kôre sa lítium vyskytuje v množstve 20 - 60 mg/kg, morská voda vykazuje priemerný obsah lítia 0,18 mg Li/l. Vo vesmíre patrí lítium medzi vzácne prvky, na jeden jeho atóm pripadá približne 1 miliarda atómov vodíka.

S kyslíkom vytvára oxid lítny (Li2)O, ktorý s vodou vytvára silne alkalicky reagujúci hydroxid lítny (LiOH). Reakcia kovového lítia s vodou je pomerne búrlivá a exotermická, okrem spomenutého hydroxidu litného pri nej dochádza k uvoľneniu plynného vodíka.

Halogenidy lítia ako chlorid lítny (LiCl) a bromid lítny (LiBr) majú silno hygroskopické vlastnosti a používajú sa preto ako náplň exsikátorov. Naopak fluorid lítny (LiF) je zlúčenina iba veľmi slabo rozpustná vo vode.

S dusíkom a za zvýšenej teploty reaguje lítium veľmi dobre za vzniku nitridu lítneho (Li3N). Uvedená reakcia sa využíva na odstraňovanie dusíka z niektorých plynov.

S vodíkom lítium vytvára stály hydrid lítny (LiH). Oveľa používanejšou zlúčeninou je však borohydrid lítny (LiBH4), ktorý pri styku s kyselinami uvoľňuje atomárny vodík a nachádza tak využitie ako hydrogenačné a veľmi účinné redukčné činidlo.

V prírode sa lítium vyskytuje v neveľkom množstve ako prímes rôznych hornín, najznámejšie minerály obsahujúce lítium sú aluminosilikáty lepidolit a spodumen. Soli lítia sú zastúpené aj v morskej vode a niektorých minerálnych vodách.

[úprava] Výroba a využitie

Kovové lítium sa najjednoduchšie pripravuje elektrolýzou roztaveného chloridu lítneho.

katóda: Li+* + e → Li*
anóda: Cl−* → ½ Cl2 (g) + e

Elementárne lítium sa uplatňuje v jadrovej energetike, kde v niektorých typoch reaktorov roztavené lítium slúži na odvod tepla z reaktoru.

V súčasnosti patria lítiové články a akumulátory k veľmi perspektívnym prostriedkom pre dlhodobejšie uchovanie elektrickej energie a ich využitie v elektronike stále rastie.

Rozpustné soli lítia (uhličitan, octan, síran, citrát) sa používajú v psychiatrii ako účinná látka liekov, tlmiacich mánie (manické fázy bipolárnych porúch) a stabilizujúcich patologické nálady (viď tymoprofylaktiká, psychofarmakum).

Lítium je prísada na výrobu špeciálnych skiel a keramiky, predovšetkým na použitie v jadrovej energetike, ale aj na konštrukciu hvezdárskych teleskopov.

Pomerne slabé hygroskopické vlastnosti a nízka relatívna hmotnosť hydroxidu lítneho sa využíva na pohlcovanie oxidu uhličitého z vydýchaného vzduchu v ponorkách a kozmických lodiach.

Zliatiny lítia s hliníkom, kadmiom, meďou a mangánom sú veľmi ľahké a súčasne mechanicky odolné a používajú sa pri konštrukcii leteckých súčiastok.

Wikimedia Commons ponúka multimediálny obsah k téme
Lítium