Lithium

Z Wikipedie, otevřené encyklopedie
Skočit na: Navigace, Hledání

H

Li

Na

LithiumBeryllium

[He]2s1

6,7 Li
3
↓Periodická tabulka prvků↓
Obecné
Název (lat.), značka, číslo Lithium (Lithium), Li , 3
Registrační číslo CAS 7439-93-2
Umístění v PSP 1 skupina,

2. perioda, blok s

Char. skupina Alkalické kovy
Hmotnostní zlomekzem. kůře 20 až 65 ppm
Konc. v mořské vodě 0,18 mg/l
Počet přírodních izotopů 2
Vzhled Stříbřitě kovová látka
Lithium v parafínu
[[Soubor:|255px|Emisní spektrum]]
Atomové vlastnosti
Rel. at. hmotnost 6.941
Atomový poloměr 152 pm
Kovalentní poloměr 128 pm
van der Waalsův poloměr 182 pm
Elektronová konfigurace [He]2s1
Elektronů v hladinách 2, 1
Oxidační číslo +I
Fyzikální vlastnosti
Skupenství Pevné
Krystalová struktura Krychlová
Hustota 534 kg/m3
Kritická hustota {{{kritická hustota}}} g cm−3
Tvrdost 0,6 (Mohsova stupnice)
Magnetické chování Paramagnetický
Měrná magnetická susceptibilita {{{magnetická susceptibilita}}}
Teplota tání 180,54 °C (453,69 K)
Teplota varu 1342 °C (1615 K)
Kritická teplota {{{kritická teplota c}}} °C ({{{kritická teplota k}}} K)
Teplota trojného bodu {{{teplota trojného bodu c}}} °C ({{{teplota trojného bodu k}}} K)
Teplota přechodu do supravodivého stavu {{{teplota supravodivosti}}}
Teplota změny krystalové modifikace {{{teplota změny modifikace}}}
Tlak trojného bodu {{{tlak trojného bodu}}} kPa
Kritický tlak {{{kritický tlak}}} kPa
Molární objem 13,02 · 10−6 m3/mol
Dynamický viskozitní koeficient {{{dynamický viskozitní koef.}}}
Kinematický viskozitní koeficient {{{kinematický viskozitní koef.}}}
Tlak nasycené páry 100 Pa při 99K
Rychlost zvuku 6000 m/s
Index lomu {{{index lomu}}}
Relativní permitivita {{{relativní permitivita}}}
Elektrická vodivost 1,17 · 107 S·m−1
Měrný elektrický odpor 92,8 nΩ·m−1 (20 °C)
Teplotní součinitel el. odporu {{{součinitel elektrického odporu}}}
Tepelná vodivost 84,8 W·m−1·K−1
Povrchové napětí {{{povrchové napětí}}}
Termodynamické vlastnosti
Skupenské teplo tání 3,00 kJ/mol
Specifické teplo tání {{{spec. teplo tání}}}
Skupenské teplo varu 147,1 kJ/mol
Specifické teplo varu {{{spec. teplo varu}}}
Molární atomizační entalpie {{{molární atomizační entalpie}}}
Entalpie fázové přeměny modifikace {{{entalpie fázové přeměny modifikace}}}
absolutní entropie {{{absolutní entropie}}}
Měrná tepelná kapacita 3582 Jkg−1K−1
Molární tepelná kapacita {{{molární tepelná kapacita}}}
Spalné teplo na m³ {{{spalné teplo na m3}}}
Spalné teplo na kg {{{spalné teplo na kg}}}
Různé
Van der Waalsovy konstanty {{{van der Waalsovy konstanty}}}
Teplotní součinitel délkové roztažnosti {{{součinitel délkové roztažnosti}}}
Redoxní potenciál 3,04 V
Elektronegativita 0,98 (Paulingova stupnice)
Ionizační energie 1: 520,2 KJ/mol
2: 7298,1 KJ/mol
3: 11815,0 KJ/mol
Iontový poloměr {{{iontový poloměr}}} pm
Izotopy
izo výskyt t1/2 rozpad en. MeV prod.
6Li 7,5% je stabilní s 3 neutrony
7Li 92,5% je stabilní s 4 neutrony
Bezpečnost
Symboly nebezpečí
Vysoce hořlavý
Vysoce hořlavý (F)
Žíravý
Žíravý (C)
R-věty R14/15,R34
S-věty S1/2,S8,S43,S45
Není-li uvedeno jinak, jsou použity jednotky SI a STP.

Lithium, chemická značka Li, (lat. Lithium) je nejlehčí z řady alkalických kovů, značně reaktivní, stříbřitě lesklého vzhledu.

Základní fyzikálně-chemické vlastnosti[editovat | editovat zdroj]

Plamenová zkouška lithné soli

Jedná se o velmi lehký a měkký kov (ještě měkčí než mastek), který lze krájet nožem. Dobře vede elektrický proud a teplo. Lithium má nejmenší hustotu ze všech pevných prvků, je lehčí než voda a petrolej a plave na nich. Ve srovnání s ostatními kovy má lithium poměrně nízké teploty tání a varu. V plynném lithiu se vyskytují vedle jednoatomových částic i dvouatomové molekuly lithia. Páry lithia mají hnědou barvu. Roztok vzniklý rozpuštěním lithia v kapalném amoniaku má temně modrou barvu.

Přírodní lithium obsahuje cca 7,5% izotopu 6Li a 92,5% 7Li. Poměr izotopů není stálý a závisí na geologických poměrech původního zdroje. Lehčí izotop 6Li dobře zachycuje neutrony za vzniku tritia a hélia. Tato reakce 6Li je k produkci těžkého vodíkového izotopu využívána, ať už pro civilní potřeby a nebo jako lithiumdeuterid v termonukleární zbrani, kde z lithia v 6LiD vznikne tritium a to následně zreaguje s deuteriem za uvolnění velké energie. Těžší izotop 7Li má naopak účinný průřez záchytu neutronu malý a soli 7Li proto mohou sloužit jako inertní médium v jaderné technologii. 7LiOH slouží k alkalizaci chladící vody v některých typech jaderných reaktorů. Známé jsou např. taveninové palivové kompozice fluoridů uranu, plutonia či nejmoderněji thoria, ve kterých 7LiF účinně snižuje bod tání takové směsi, aniž by ze systému vychytával neutrony. Vzhledem k tomu, že rozdíl hmotností obou lithiových izotopů je procentně významný, obohacování lithia vcelku není obtížné. Používají se dvě hlavní metody:

  • 1. využití rozdílné afinity 6Li a 7Li ke rtuti, kdy se lithný amalgám v protiproudu k vodnému roztoku LiOH obohacuje lehčím izotopem a vodná fáze těžším.
  • 2. díky relativně vysoké tenzi par lithia a nízkému bodu varu lze izotopy separovat i modifikovanou destilací, kdy těkající páry jsou obohaceny lehčím izotopem a v tavenině zůstává 7Li.

Obě technologie mají pochopitelně původ v poválečném vojenském výzkumu s cílem připravit 6LiD pro zbraně a neutrony neabsorbující soli 7Li jsou vlastně odpadem.

Lithium se výrazně liší svými vlastnostmi od vlastností ostatních alkalických kovů, ale v mnohém se podobá vlastnostem kovů alkalických zemin. Rychle reaguje s kyslíkemvodou a v přírodě se s ním proto setkáváme pouze ve formě sloučenin, za vyšší teploty slučuje přímo s dusíkem na nitrid lithný Li3N. Ze skupiny alkalických kovů je lithium nejméně reaktivní, avšak jako jediný alkalický kov se slučuje za vyšší teploty přímo s uhlíkem na karbid Li2C2křemíkem na silicid Li6Si2. Elementární kovové lithium lze dlouhodobě uchovávat např. překryté vrstvou alifatických uhlovodíků jako petrolej nebo nafta. Lithium se stejně jako i ostatní alkalické kovy vyskytuje pouze v oxidačním stavu Li+. Soli lithia barví plamen karmínově červeně.

Historický vývoj[editovat | editovat zdroj]

Bylo objeveno roku 1817 švédským chemikem Johannem Arfvedsonem v aluminosilikátových horninách petalitu. Brzy na to bylo lithium dokázáno a objeveno i ve spodumenu a lepidolitu. Podobnost lithia s dalšími již objevenými alkalickými kovy zpozoroval již Johann Arfvedson. Lithium dostalo název z řeckého lithos – kámen. Červené zbarvení plamene lithia pozoroval poprvé Leopold Gmelin roku 1818. Čisté lithium bylo poprvé připraveno Robertem Wilhelmem Bunsenem a Michaelem Matthiessenem v roce 1855 elektrolýzou roztaveného chloridu lithného.

Výskyt v přírodě[editovat | editovat zdroj]

Petalit – (Li, Na)AlSi4O10

Ve vesmíru patří lithium přes svoji velmi nízkou atomovou hmotnost mezi poměrně vzácné prvky – na jeden jeho atom připadá přibližně 1 miliarda atomů vodíku. Při termonukleárních reakcích horkých hvězd vzniká totiž jen přechodně a brzy se zpětně štěpí na lehčí prvky. Lithium na Zemi tudíž nepochází z protoplanetárního disku (na rozdíl od většiny prvků), ale vznikalo až jaderným rozpadem těžších kovů.

V zemské kůře je lithium obsaženo v množství 20–60 mg/kg, mořská voda vykazuje průměrný obsah lithia 0,18 mg/l v podobě rozpuštěných solí. Kvůli velké elektropozitivitě se Lithium vyskytuje jen ve sloučeninách jako příměs různých hornin (rudy lithia obsahují okolo 1–6 % lithia). Nejznámější minerály obsahující lithium jsou aluminosilikáty lepidolit KLi2[AlSi3O6(OH, F)4] (OH, F)2, spodumen LiAl[Si2O6], trifylin LiFe[PO4], petalit (Li, Na)AlSi4O10, amblygonit: (Li,Na)Al(PO4)(F,OH) a cinvaldit: KLiFeAl[(F,OH)2|AlSi3O10].

Největší zásoby lithia (podle The United States Geological Survey): 1. Bolívie 5,4 mil. t, 2. Chile 3,0 mil. t, 3. Čína 1,1 mil. t, 4. USA 0,4 mil. t[1] Polovina známých zásob lithia leží v Bolívii na dně solných pánví – největší z nich je Salar de Uyuni.

Výroba[editovat | editovat zdroj]

Elementární lithium – peletky

Při výrobě se vychází z rudy spodumenu, který se zahřívá na 1 100 °C, aby došlo ke změně modifikace, která má menší hustotu. Ta se promývá kyselinou sírovou při 250 °C a z výluhu se získává síran lithný. Ten reaguje s uhličitanem sodným a kyselinou chlorovodíkovou za vzniku nerozpustného uhličitanu lithného a rozpustného chloridu lithného. Uhličitan lithný se kompletně převede na chlorid.

Kovové lithium lze průmyslově nejsnáze připravit elektrolýzou roztaveného chloridu lithného, protože je čistý chlorid nejlépe získatelný a má relativně nízkou teplotu tání. K přípravě lithia je možno použít i snadněji tavitelnou směs chloridu lithnéhochloridu draselného. V současné době se vyrobí okolo 10 tun lithia ročně.

Železná katoda 2 Li+ + 2 e → 2 Li
Grafitová anoda 2 Cl → Cl2 + 2 e

V laboratoři lze k přípravě lithia použít i elektrolýza chloridu lithného rozpuštěného v pyridinu.

Využití[editovat | editovat zdroj]

Lithiová baterie
  • Organické soli lithia se používají ve farmaceutickém průmyslu jako součásti uklidňujících léků tlumících afekt.
  • Lithium je přísadou pro výrobu speciálních skel a keramik, především pro účely jaderné energetiky, ale i pro konstrukci hvězdářských teleskopů.

Sloučeniny[editovat | editovat zdroj]

Anorganické sloučeniny[editovat | editovat zdroj]

  • Hydroxid lithný LiOH je bílá krystalická látka, středně silně zásaditá, která se na rozdíl od ostatních alkalických hydroxidů rozpouští ve vodě a lihu o poznání hůře. Vzniká reakcí oxidu lithnéhovodou nebo reakcí kovového lithia s vodou, která je poměrně bouřlivá a exotermní, kromě uvedeného hydroxidu lithného při ní dochází v vývoji plynného vodíku.

Soli[editovat | editovat zdroj]

Lithné soli jsou ze však solí alkalických kovů obecně nejméně rozpustné ve vodě (Paradox u lithných solí tvoří chlorečnan lithný, který je nejrozpustnější anorganickou látkou ve vodě – 313,5 g ve 100 ml při 18 °C). Naproti tomu se však lithné soli velmi dobře rozpouští v jiných polárních rozpouštědlech než voda (například kapalný amoniak nebo líh).

Organické sloučeniny[editovat | editovat zdroj]

Mezi organické sloučeniny lithia patří zejména lithné soli organických kyselin a lithné alkoholáty. K dalším lithným sloučeninám patří organické komplexy lithných sloučenin tzv. crowny a kryptáty. Zcela zvláštní skupinu organických lithných sloučenin tvoří organokovové sloučeniny.

Bezpečnost[editovat | editovat zdroj]

NFPA 704
NFPA 704.svg
0
3
2
W

Kovové lithium je hodně reaktivní, a oxiduje i na vzduchu. Aby se tomuto jevu zabránilo, uchovává se obvykle v petroleji. Při manipulaci s lithiem se musejí používat ochranné rukavice, aby lithium nezreagovalo na povrchu kůže s vodou na hydroxid lithný, který je velice nebezpečný.

Při vdechování prachu kovového lithia dochází k podráždění či až k bolesti nosu a dýchacích cest, dále taky může vzniknout plicní edém.

Reference[editovat | editovat zdroj]

  1. -rs-. Indiánský monopol na baterky. Týden. únor 2009, čís. 8/2009, s. 53.  

Literatura[editovat | editovat zdroj]

  • Cotton F. A., Wilkinson J.: Anorganická chemie, souborné zpracování pro pokročilé, ACADEMIA, Praha 1973
  • Holzbecher Z.:Analytická chemie, SNTL, Praha 1974
  • Jursík F.: Anorganická chemie nekovů. 1. vyd. 2002. ISBN 80-7080-504-8
  • Dr. Heinrich Remy, Anorganická chemie 1. díl, 1. vydání 1961
  • N. N. Greenwood – A. Earnshaw, Chemie prvků 1. díl, 1. vydání 1993 ISBN 80-85427-38-9

Externí odkazy[editovat | editovat zdroj]



Periodická tabulka chemických prvků
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
H (přehled) He
Li Be B C N O F Ne
Na Mg Al Si P S Cl Ar
K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
Cs Ba * Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
Fr Ra ** Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Uut Fl Uup Lv Uus Uuo
 
*Lanthanoidy  La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu
**Aktinoidy  Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr
 
Skupiny prvků: Kovy · Nekovy · Polokovy | Blok s · Blok p · Blok d · Blok f