Литиум

Литиум (₃Li)
	Литиум како плива во масло
	Спектрални линии на литиумот
Општи својства
Име и симбол	литиум (Li)
Изглед	сребреникаво бела
Литиумот во периодниот систем
	хелиум ← литиум → берилиум
Атомски број	3
Стандардна атомска тежина (Ar)	6,94 (6,938–6,997)
Категорија	алкален метал
Група и блок	група 1 (алкални), s-блок
Периода	II периода
Електронска конфигурација	[He] 2s1
по обвивка	2, 1
Физички својства
Фаза	цврста
Точка на топење	453,65 K (180,50 °C)
Точка на вриење	1603 K (1330 °C)
Густина близу с.т.	0,534 г/см3
кога е течен, при т.т.	0,512 г/см3
Критична точка	3220 K, 67 MPa (изведена)
Топлина на топење	3,00 kJ/mol
Топлина на испарување	136 kJ/mol
Моларен топлински капацитет	24,860 J/(mol·K)
Атомски својства
Оксидациони степени	+1 (силно базен оксид)
Електронегативност	Полингова скала: 0,98
Енергии на јонизација	I: 520,2 kJ/mol ; II: 7298,1 kJ/mol ; II: 11815,0 kJ/mol
Атомски полупречник	емпириски: 152 пм
Ковалентен полупречник	128±7 пм
Ван дер Валсов полупречник	182 пм
	Спектрални линии на литиум
Разни податоци
Кристална структура	телоцентрирана коцкеста Кристалната структура на литиумот
Брзина на звукот тенка прачка	6000 м/с (при 20 °C)
Топлинско ширење	46 µм/(m·K) (при 25 °C)
Топлинска спроводливост	84,8 W/(m·K)
Електрична отпорност	92,8 nΩ·m (при 20 °C)
Магнетно подредување	парамагнетно
Модул на растегливост	4,9 GPa
Модул на смолкнување	4,2 GPa
Модул на збивливост	11 GPa
Мосова тврдост	0,6
Бринелова тврдост	5 MPa
CAS-број	7439-93-2
Историја
Откриен	Јохан Арфведсон (1817)
Првпат издвоен	Вилијам Томас Бренд (1821)
Најстабилни изотопи
	Главна статија: Изотопи на литиумот
	Уделот на 6Li може да биде само 3,75% во; природните примероци. Така, уделот на 7Li; има удел до 96,25%.
	преглед; разговор; уреди; \| наводи \| Википодатоци

Литиум (од грчки литос, со значење камен, бидејќи бил откриен во петалит) — хемиски елемент со хемиски симбол Li и атомски број 3. Литиумот е еден од само четирите елементи за кои е теоретизирано дека настанале во првите три минути од постоењето на универзумот преку процес наречен нуклеосинтеза во Големата експлозија. Тој се наоѓа во групата 1 од периодниот систем, меѓу алкалните метали и е најсветлиот цврст елемент.

Во својот чист облик, литиумот не се наоѓа природно на Земјата. Тој е мек, сребренобел метал. Литиумот реагира со кислородот од воздухот, со што го формира црниот литиум оксид (Li₂O). Затоа, тој мора да се чува под покривка на нафта за да се спречи оваа оксидациска хемиска реакција. Тој поцрнува и оксидира многу брзо во Земјината атмосфера и вода. Литиумовиот метал се употребува првенствено во топлоспроводните апликации, батериите (воглавно батерии од мобилни телефони и фотоапарати), куќни уреди како што се тостери и микробранови печки и во легури како оние кои се користат за конструкција на авиони. Литиумовите соединенија се употребуваат во фармацијата како класа на лекови за стабилизирање на расположението, невролошки ефект на литиумовиот јон Li⁺.

Основни особености

Иако се наоѓа во првата група на периодниот систем, литиумот пројавува и некои својства на земноалкалните метали од втората група. Како и сите алкални метали, тој има еден валентен електрон, кој може брзо да го изгуби за да стане позитивен јон. Поради ова, литиумот лесно реагира со водата и не се јавува како слободен елемент на Земјата. Како и да е, тој е помалку реактивен отколку хемиски сличниот натриум.

Литиумот е доволно мек за да се расече со нож, без разлика на тоа што ова е значително многу потешко отколку сечењето на натриум. Свежиот метал е сребрен по боја и брзо поцрнува во воздухот. Литиумот има само половина од специфичната гравитација на водата. Металот плови високо во јаглеводороди како резултат на неговата мала густина.

Кога е сместен над пламен, литиумот дава силна црвена боја, но кога силно согорува, пламенот постанува брилијантно бел. Литиумот ќе се усвити и согори кога е изложен на вода и водена пареа во кислород. Тој е единствениот метал кој реагира со азотот при собна температура. Литиумот има висок специфичен топлински капацитет од 3582 J/(kg·K) и голем температурен досег во својата течна состојба, што го прави корисна хемикалија.

Литиумовиот метал е запалив и потенцијално експлозивен кога е изложен на воздух, а особено на вода, без разлика на тоа што е далеку помалку опасен отколку другите алкални метали во оваа смисла. Реакцијата помеѓу литиумот и водата при нормални температури е брза, но не и екстремно брза. Литиумовиот оган е тешко да се изгасне, за што се потребни посебни хемикалии.

Металот од литиум е корозивен и потребно е посебно ракување со него за да се избегне допир со кожата. Самиот метал е обично помалку ризичен за ракување отколку каустичниот хидроксид кој се произведува кога тој е во контакт со влага. Литиумот треба да се чува во нереактивно соединение, како што се нафтата или јаглеводородите.

Кај луѓето, литиумовите соединенија не играат природна биолошка улога и се сметаат за токсични. Меѓутоа, литиумот изгледа е есенцијален елемент застапен во траги кај козите и, можеби, кај стаорците. Кога се користи како лек, концентрацијата на Li⁺ во крвта мора внимателно да се контролира.

Наоѓање

Литиумови сачми (покриени со бел литиум хидроксид).

На Земјата, литиумот е доста распространет, но поради неговата реактивност не се наоѓа во својата слободна форма. Во контекст на неговото име, литиумот формира помал дел од речиси сите магматски карпи и исто така може да се најде во многу природни слатини. Лититумот е триесет и првиот најзастапен елемент, кој се наоѓа главно во минералите сподумен, лепидолит, петалит и амблигонит. Во просек, Земјината кора се состои 65 делови на милион (ppm) литиум.

Од крајот на Втората светска војна, производството на литиумовиот метал значајно се зголеми. Овој метал се одвојува од другите елемнти во магматски минерали како тие наведени погоре, а исто така се екстрахира од водата од минералните извори.

Електролитички, металот се произведува од смеса на фузиран литиум и калиум хлорид. Во 1998, цената му достигнала 95 US$ по kg. Моментално, Чиле е водечкиот произведувач на литиум во светот, по кој следи Аргентина. Двете земји го добиваат литиумот од соленоводни басени. Во САД, литиумот на сличен начин се добива од соленоводни басени во Невада.

Изотопи

Природно постоечкиот литиум се состои од 2 стабилни изотопи ⁶Li и ⁷Li, при што ⁷Li е најзастапен (92.5% природна застапеност). Седум радиоизотопи се карактеризирани, од кои најстабилен е ⁸Li со полураспад од 838 ms и ⁹Li со полураспаѓање од 178,3 ms. Сите останати радиоизотопи имаат полураспади помали од 8,6 милисекунди. Изотопот на литиумот кој најкратко живее е ⁴Li, а се распаѓа преку протонска емисија и има полураспаѓање од 7.58043x10⁻²³ s.

⁷Li е еден од првобитните елементи (првобитни изотопи), произведен во Биг Бенг нуклеосинтезата (мала количина на ⁶Li исто така се произведува во ѕвездите). Литиумовите изотопи фракционираат постепено за време на многу природни процеси, вклучувајќи ги минералната формација (хемиско таложење), метаболизмот и јонската размена. Литиумовиот јон се заменува за магнезиум и железо во октаедарските места во глината, каде ⁶Li се претпочита над ⁷Li, што резултира во збогатување на светлиот изотоп при процесите на хиперфилтрација и карпеста алтерација.

Интересен изотоп е екстремно нестабилниот ¹¹Li, кој е поминува низ јадрен венец од два неутрона.

Галерија

Реакција на литиум со вода
Реакција на литиум со сулфурна киселина
Литиумска батерија

Наводи

↑ Conventional Atomic Weights 2013. Commission on Isotopic Abundances and Atomic Weights
↑ Standard Atomic Weights 2013. Commission on Isotopic Abundances and Atomic Weights

Надворешни врски

Физички својства на литиумот на Hemija.net на македонски јазик

[CIAAW-1] Conventional Atomic Weights 2013. Commission on Isotopic Abundances and Atomic Weights

[IUPAC-2] Standard Atomic Weights 2013. Commission on Isotopic Abundances and Atomic Weights

[1]

[2]