Литий

от Уикипедия, свободната енциклопедия
Направо към: навигация, търсене
Литий, 3Li
Lithium paraffin.jpg
мек сребристо-бял метал
Общи данни
ХелийЛитийБерилий
H

Li

Na
Водород
Хелий
Литий
Берилий
Бор
Въглерод
Азот
Кислород
Флуор
Неон
Натрий
Магнезий
Алуминий
Силиций
Фосфор
Сяра
Хлор
Аргон
Калий
Калций
Скандий
Титан
Ванадий
Хром
Манган
Желязо
Кобалт
Никел
Мед
Цинк
Галий
Германий
Арсен
Селен
Бром
Криптон
Рубидий
Стронций
Итрий
Цирконий
Ниобий
Молибден
Технеций
Рутений
Родий
Паладий
Сребро
Кадмий
Индий
Калай
Антимон
Телур
Йод
Ксенон
Цезий
Барий
Лантан
Церий
Празеодим
Неодим
Прометий
Самарий
Европий
Гадолиний
Тербий
Диспросий
Холмий
Ербий
Тулий
Итербий
Лутеций
Хафний
Тантал
Волфрам
Рений
Осмий
Иридий
Платина
Злато
Живак
Талий
Олово
Бисмут
Полоний
Астат
Радон
Франций
Радий
Актиний
Торий
Протактиний
Уран
Нептуний
Плутоний
Америций
Кюрий
Берклий
Калифорний
Айнщайний
Фермий
Менделевий
Нобелий
Лоуренсий
Ръдърфордий
Дубний
Сиборгий
Борий
Хасий
Майтнерий
Дармщатий
Рьонтгений
Коперниций
Нихоний
Флеровий
Московий
Ливерморий
Тенесин
Оганесон
Име, символ, № Литий, Li, 3
Група, период, блок 1, 2, s
Химическа серия алкален метал
Електронна конфигурация [He] 2s1
e- на енергийно ниво 2, 1
Electron shell 003 Lithium - no label.svg
CAS номер 7439-93-2
Свойства на атома
Атомна маса 6,941 u
Атомен радиус (calc) 145 (167) pm
Ковалентен радиус 134 pm
Радиус на ван дер Ваалс 182 pm
Степен на окисление 1
Оксид Li2O (силно основен)
Електроотрицателност 0,98 (скала на Полинг)
Йонизационен потенциал I: 520,2 kJ/mol
II: 7298,1 kJ/mol
III: 11 815 kJ/mol
Lithium spectrum visible.png
Физични свойства
Агрегатно състояние твърдо вещество
Кристална структура кубична обемноцентрирана
Cubic-body-centered.svg
Плътност 535 kg/
Температура на топене 453,69 K
(180,54 °C)
Температура на кипене 1615 K
(1341,85 °C)
Моларен обем 13,02×10-6 /mol
Специф. топлина на топене 3 kJ/mol
Специф. топлина на изпарение 145,92 kJ/mol
P (Pa) 1 10 100 1k 10k 100k
T (K) 797 885 995 1144 1337 1610
Скорост на звука 6000 m/s при 20 °C
Специф. топлинен 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 натиск 11 GPa
Твърдост по Моос 0,6
Твърдост по Бринел 5 MPa
История
Наименован от гръцкото λίθος, означаващо камък
Откритие Йохан Август Арфведсон (1817 г.)
Изолиране Уилям Томас Бранд (1821 г.)
Изотопи
Изотоп ИР ПП ТР ПР
6Li 5 % стабилен
7Li 95 % стабилен

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 на влажен въздух 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 обикновено, тя е главния източник за получаването му. Литий се изолира в чист вид, чрез електролиза на смес от стопилка на литиев хлорид и калиев хлорид.

Литият е на 25-то място по разпространеност в Слънчевата система, а в земната кора е на 35-то място.[1] Литият има приложения в ядрената физика. Трансмутацията на литиевите атоми до хелий през 1932 г. са първата човешка ядрена реакция, 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 три четвърти 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.

Свойства[редактиране | редактиране на кода]

Атомни и физични[редактиране | редактиране на кода]

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 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.[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 температурата 4 К ромбоедричната структура е преобладаваща.[7] За лития, при високи налягания, са установени множество алотропни форми.[8]

Химични[редактиране | редактиране на кода]

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 литии 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]

Изотопи[редактиране | редактиране на кода]

Наличие в природата[редактиране | редактиране на кода]

История на изследванията[редактиране | редактиране на кода]

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“.

Производство[редактиране | редактиране на кода]

Приложение[редактиране | редактиране на кода]

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 акумулаторни 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 ефекти[редактиране | редактиране на кода]

Техника на безопасност[редактиране | редактиране на кода]

Източници[редактиране | редактиране на кода]

  1. ((en)) Lodders, Katharina. Solar System Abundances and Condensation Temperatures of the Elements. // The Astrophysical Journal 591 (2). The American Astronomical Society, July 10, 2003. DOI:10.1086/375492. с. 1220 – 1247.
  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. ((en))  Coefficients of Linear Expansion. // Engineering Toolbox. Архив на оригинала от 30 November 2012.
  5. ((en)) Tuoriniemi, Juha и др. Superconductivity in lithium below 0.4 millikelvin at ambient pressure. // Nature 447 (7141). 2007. DOI:10.1038/nature05820. с. 187 – 9.
  6. ((en)) Struzhkin, V. V.. Superconductivity in dense lithium. // Science 298 (5596). 2002. DOI:10.1126/science.1078535. с. 1213 – 5.
  7. ((en)) Overhauser, A. W.. Crystal Structure of Lithium at 4.2 K. // Physical Review Letters 53. 1984. DOI:10.1103/PhysRevLett.53.64. с. 64 – 65.
  8. ((en)) 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. с. 376 – 390.
  9. а б ((en)) 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.
  10. ((en))  XXIV.—On chemical analysis by spectrum-observations. // Quarterly Journal of the Chemical Society of London 13 (3). 1861. DOI:10.1039/QJ8611300270. с. 270.
  11. ((en)) 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. с. 47.
  12. ((en))  Geochemistry international. // Geochemistry International 31 (1 – 4). 1 January 1994. с. 115.
  13. ((en)) Beckford, Floyd. University of Lyon course online (powerpoint) slideshow. // definitions:Slides 8 – 10 (Chapter 14)
  14. ((en)) Sapse, Anne-Marie. Lithium chemistry: a theoretical and experimental overview. Wiley-IEEE, 1995. ISBN 0-471-54930-4. с. 3 – 40.
  15. ((en))  APS Physics. // APS Physics 6. 8 April 2013. с. 42.

Вижте още[редактиране | редактиране на кода]