Strona korzysta z plików cookies w celu realizacji usług i zgodnie z polityką plików cookies.
Możesz określić warunki przechowywania lub dostępu do plików cookies w Twojej przeglądarce.

Lit

Wstęp

Lit jest pierwiastkiem chemicznym o liczbie atomowej 3 z I grupy układu okresowego (grupa litowców). Atom litu, jak również pozostałych litowców zawiera tylko jeden elektron walencyjny w orbitalu s. Niska wartość pierwszej energii jonizacji wskazuje na to, że elektron jest związany słabo i przejście pierwiastka w stan jonowy jest stosunkowo łatwe. Z niską energią jonizacji i dużym promieniem atomowym związane są również małe wartości elektroujemności litowców.
Lit jest pierwiastkiem, który działa parząco na skórę i śluzówki.

Symbol Li
Nazwa w jęz. angielskim lithium
Nazwa w jęz. łacińskim lithium
Stan skupienia ciało
stałe
Charakter chemiczny metal
Liczba atomowa 3
Masa atomowa [u] 6,941
Numer grupy, okres, blok energetyczny 1 (IA), 2, s
Wartościowość I
Konfiguracja elektronowa uproszczona [He] 2s1
Elektroujemność wg Paulinga 1,0
Temperatura topnienia [oC] 180
Temperatura wrzenia (p=1013 hPa) 1336
Energia jonizacji [kJ/mol]
I
II
III

521
7300
11750
Gęstość [g/cm3] 0,534
Gęstość w stanie stopionym (200oC) [g/cm3] 0,507


Odkrycie

Lit został odkryty w 1817 roku przez Augusta Arfvedsona w Sztokholskim labolatorium Jönsa Jacoba Berzeliusa podczas analizy minerału (petalitu). Arfvedson stwierdził, że petalit zawiera ok. 4% nieznanego wówczas metalu. Stwierdził również, że ten sam pierwiastek obecny jest także w innych minerałach, spodumenie i lepidolicie. W 1818 roku Sir Humphry Davy przez elektrolityczny rozkład tlenku litu otrzymał metaliczny lit.

Występowanie w przyrodzie


Lit nie występuje w przyrodzie w stanie wolnym. Wchodzi w skład około 30 minerałów, z czego najważniejsze to glikokrzemiany: spodumen, LiAl[Si2O6] i lepidolit K3Li3Al5Si6O20F4 oraz fosforany: ambligonit LiAl[PO4]F . W charakterze domieszek występuje w około 150 minerałach. Lit występuje w skorupie ziemskiej wspólnie z sodem i potasem, a jego zawartość wynosi 6,5 · 10-3% wag. Jeden atom litu przypada na 5 tys. innych atomów. Pierwiastek ten znajduje się również w wodach morskich, źródlanych jak również stanowi składnik organizmów roślinnych i zwierzęcych. W organizmie człowieka znajduje się go ok. 1 mg.

Otrzymywanie

Wydzielenie w stanie wolnym litowców przeprowadza się najczęściej metodą redukcji elektrolitycznej. Lit otrzymuje się przez elektrolizę (360 - 380oC) mieszaniny chlorku litu (LiCl) - 54% i chlorku potasu (KCl) - 46%.

Właściwości fizyczne

Lit jest srebrzystobiałym, lśniącym i miękkim metalem (daje się kroić nożem). Pierwiastek ten jest najlżejszy spośród wszystkich metali. Lit podczas kontaktu z wilgotnym  powietrzem (z tlenem i azotem) ulega korozji, przyjmując po kilkunastu sekundach barwę szarą, matową a w miarę postępowania korozji czarną bądź z licznymi czarnymi plamami. Związki litu zabarwiają płomień na intensywny karminowoczerwony kolor.

Właściwości chemiczne

Litowce należą do najlepszych przewodników elektryczności. Lit jest metalem bardzo aktywnym chemicznie: spala się w powietrzu, wypiera wodór z wody i kwasów, energicznie reaguje bezpośrednio z azotem tworząc azotek litu (Li3N), wodorem tworząc wodorek litu (LiH), z węglem tworząc węglik litu (Li2C2) i fluorowcami tworząc halogenki. Rozkłada wodę w temperaturze pokojowej z wydzieleniem wodoru zgodnie z reakcją:

\(2Li + 2H_2O \rightarrow 2 LiOH + H_2↑\)

Spalany w powietrzu daje tlenek litu (Li2O),
który zawiera małe ilości nadtlenku litu (Li2O2). Lit przechowuje się w szczelnie zamkniętych naczyniach, wypełnionych olejem parafinowym lub naftą.

Zastosowanie

Lit metaliczny stosuje się jako dodatek do stopów glinu, ołowiu, cynku i magnezu, zwiększając ich twardość i wytrzymałość. Stosuje się go również jako środek odtleniający w metalurgii miedzi. Lit używany jest jako katalizator w syntezie organicznej przy produkcji kauczuku naturalnego z izopropenu, oraz w roztworze w aminach alifatycznych jako czynnik redukujący. Szczególnie ważną rolę odgrywa lit w przemyśle nuklearnym. W wyniku bobmardowanie neutronami atomów izotopu 6Li powstaje tryt:

\(^6Li + ^1n \rightarrow ^4He + ^3T\)

Sporządza się z niego pręty kontrolne w reaktorach jądrowych. Natomiast izotop 7Li stosuje się jako chłodziwo w reaktorach. Wodorku litu LiH używa się do otrzymywania wodoru oraz glinowodorku litowego LiAlH4. Chlorek litu LiCl jako związek silnie higroskopijny stosuje się do zmniejszania wilgotności w pomieszczeniach. Organiczne związki (np. cytrynian litowy) stanowią składniki leków przeciw reumatyzmowi. Związków litu używa się również do wyrobu smarów, specjalnego gatunku szkła, porcelany i emalii,sztucznych ogni.

Izotopy

Lit w przyrodzie składa się z dwóch izotopów trwałych: 6Li (7,52 %) i 7Li (92,48 %), których zastosowanie przedstawiono powyżej. Istnieją również sztuczne izotopy promieniotwórcze, których zbadano dotąd 7, z czego najbardziej stabilne to: 8Li, których czas połowicznego rozpadu wynosi T1/2 = 0,841 s oraz 9Li (T1/2= 0,168 s). Najmniej trwały z izotopów promieniotwórczych jest 4Li.

Związki litu

Związki litu z wodorem

Lit z wodorem tworzy wodorek litu LiH, który w temp. pokojowej jest ciałem stałym bezbarwnym. LiH jest najbardziej trwały spośród wodorków litowców, zaczyna się rozkładać w temperaturze ok. 450oC:

\(2LiH + 2H_2O \rightarrow 2LiOH + 2H_2\)

Wodorki litowców są typowymi wodorkami typu soli, w związku z czym podczas elktrolizy stopionego wodorku wodór wydziela się na anodzie.

Związki litu z fluorowcami

Lit z fluorowcami tworzy halogenki, które charakteryzują się dobrą rozpuszczalnością w wodzie. Najłatwiej uwodnieniu ulegają halogenowe sole litu, np. chlorek litu krystalizuje jako sól dwuwodna LiCl · 2H2O

Tlenek i wodorotlenek litu

Tlenek litu Li2O jest najważniejszym tlenkiem spośród litowców. Jest to bezbarwny tlenek, który powstaje w wyniku spalania metalicznego litu w powietrzu:

\(4Li + O_2 \rightarrow 2Li_2O\)

Wodorotlenek litu LiOH jest bezbarwnym ciałem stałym, silnie higroskopijnym, łatwo topliwym (temp. topnienia 360,5oC). W stanie stopionym reaguje ze szkłem i porcelaną.  Rozpuszcza się w wodzie i alkoholu jednak słabiej niż pozostałe wodorotlenki z tej grupy. W reakcji z wodą wydziela się wodór:

\(2Li + 2H_2O \rightarrow 2LiOH + H_2 ↑\)

LiOH  otrzymuje się w reakcji litu z wodą oraz tlenku litu z wodą:

\(Li_2O + H_2O \rightarrow 2 LiOH\)