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 изложен на въздух, бързо потъмнява. Литий се изолира в чист вид чрез електролиза на смес от стопилка на литиев хлорид и калиев хлорид.

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.

Откриване 
При анализа на минерала петалит (LiAiSi4O10) шведският химик и минералог Йохан Август Арфведсон през 1817 г. достига до неизвестен остатък. 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.

Етимология 
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.

Разпространение 
Литият е на 25-о място по разпространеност в Слънчевата система, а в земната кора е на 35-о място. 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. 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.

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. 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. Литият е свръхпроводим под 400 μK при стандартно налягане и при по-високи температури (>9 К) и много високи налягания (>20 GPa). 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. За лития при високи налягания са установени множество алотропни форми.

Литият е добър проводник на топлина и електричество.

Разтваря се в течен амоняк без да отделя водород. Разредените му амонячни разтвори имат син цвят.

Изотопи 
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.

При облъчването на 7Li с ускорени протони протича ядрената реакция:

^7 Li + p ->2 ^{4}Li + \gamma.

7Li има напречно сечение на залавяне на топлинни неутрони 0,033 b, докато 6Li взаимодейства с топлинни неутрони по реакцията:

^6 Li + ^1n -> ^3T + ^4He.

Тази реакция е единственият промишлен източник за получаването на тритий.

Химични свойства 
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. Най-слабо реактивен е от алкалните метали. Ниската реактивност на лития се дължи на близостта на неговия валентен електрон до ядрото му. 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. Има постоянна първа валентност.

В газообразно състояние литият образува двуатомна молекула Li2, като връзката Li–Li е най-здравата от алкалните метали.

Литият реагира лесно с водата, но със значително по-слаба сила от другите алкални метали. Реакцията води до образуване на водород и литиев хидроксид. 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.

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. 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.

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. Литият реагира с водорода при по-високи температури и води до образуване на литиев хидрид (LiH).

Съединения

Халогениди 
Литият образува LiF, LiCl, LiBr и LiI. Те се разтварят в някои кислородсъдържащи оргнични разтворители за сметка на образуването на разтворими комплекси.

LiCl и LiF се използват като флюсии при заваряването на алуминиеви съдове.

Оксид, пероксид и хидроксид 
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. Първоначален продукт е литиевият хидрогенпероксид, който се разпада поради своята нестабилност:

LiOH + H2O2 -> LiOOH + H2O,

2LiOOH -> Li2O2 + H2O2.

Той се използва в космическите кораби за получаване на кислород:

2Li2O2 + 2CO2 -> 2Li2CO3 + O2 ^.

Литиевият хидроксид (LiOH) е твърдо, бяло, силно хигроскопично вещество с ниска температура на топене – 471 °C. 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.

Съдинения с кислородсъдържащи киселини 
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:

Li2CO3 ->[{t°}] Li2O + CO2 ^.

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.

При загряване литиевият нитрат (LiNO3) се разлага направо на Li2O поради нестабилността на LiNO2:

LiNO3->[{t°}]Li2O + 2NO2 + 1/2 O2.

Използва се фойерверки и светлинни сигнали в тъмночервен цвят. Кристализира с три молекули вода.

Литиевият сулфат (Li2SO4) не образува стипци.

Литиевият ниобат (LiNbO3) има ромбоедична решетка. Това е прозрачен сенгетоелктрик, относително твърд и плътен материал, особено подходящ в електрооптиката. Използва се в пиезоелектричните преобразуватели.

Други съединения 
Литият образува фулериди от вида C6Li, C12Li, C18Li.

Известни са Li3N и няколко фосфида – Li2P16, Li3P21.

Литият формира и стабилен карбид (Li2C2), докато другите алкални метали не образуват стабилни карбиди.

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:

2LiH + H2O -> 2LiOH + 2H2 ^,

2LiH + NH3 -> Li2NH2 + 2H2 ^.

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.

Органични съединения 
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.

Метод за получаването на тези производни е чрез органоживачни съединения:

2Li + Hg2Ar/Hg2R -> 2LiAr/2LiR + 2Hg.

Процесът се извършва в органичен разтворител.

Органолитиевите съединения се използат в полимеризационни процеси.

При лития е получен тъмносин литиев криптат с формула [Li(криптат)]+e-. Това съединение електрид.

История на изследванията 

Литият започва да се изучава усилено след средата на 20 век.

Производство 

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:

2Li2O + Si -> SiO2 + 4Li.

Приложение 

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 ефекти 

Литият присъства в биологичните системи в малки количества, но неговите функции са неясни. Литиевите соли (LiCO3) се използват в производството на лекарства, при лечението на биполярно разстройство.

Техника на безопасност

Източници

Вижте също 
 Периодична система на елементите

Химични елементи
Алкални метали