Lithium

Lithium
6,7	Li
	3
	↓ Periodická tabulka ↓
	Lithium v parafínu
Obecné
Název, značka, číslo	Lithium, Li, 3
Cizojazyčné názvy	lat. Lithium
Skupina, perioda, blok	1. skupina, 2. perioda, blok s
Chemická skupina	Alkalické kovy
Koncentrace v zemské kůře	20 až 65 ppm
Koncentrace v mořské vodě	0,18 mg/l
Koncentrace ve vzduchu	0,000524%
Vzhled	Stříbřitě kovová látka
Identifikace
Registrační číslo CAS	7439-93-2
Atomové vlastnosti
Relativní atomová hmotnost	6.941
Atomový poloměr	152 pm
Kovalentní poloměr	128 pm
Van der Waalsův poloměr	182 pm
Elektronová konfigurace	[He]2s1
Oxidační čísla	+I
Elektronegativita (Paulingova stupnice)	0,98
Ionizační energie
První	520,2 KJ/mol
Druhá	7298,1 KJ/mol
Třetí	11815,0 KJ/mol
Látkové vlastnosti
Krystalografická soustava	Krychlová
Molární objem	13,02×10−6 m3/mol
Mechanické vlastnosti
Hustota	534 kg/m3
Skupenství	Pevné
Tvrdost	0,6
Tlak syté páry	100 Pa při 99K
Rychlost zvuku	6000 m/s
Termické vlastnosti
Tepelná vodivost	84,8 W⋅m−1⋅K−1
Termodynamické vlastnosti
Teplota tání	180,54 °C (453,69 K)
Teplota varu	1342 °C (1 615,15 K)
Skupenské teplo tání	3,00 kJ/mol
Skupenské teplo varu	147,1 kJ/mol
Měrná tepelná kapacita	3582 Jkg−1K−1
Elektromagnetické vlastnosti
Elektrická vodivost	1,17×107 S/m
Měrný elektrický odpor	92,8 nΩ·m−1 (20 °C)
Standardní elektrodový potenciál	3,04 V
Magnetické chování	Paramagnetický
Bezpečnost
	; Vysoce hořlavý (F) ; Žíravý (C)
R-věty	R14/15,R34
S-věty	S1/2,S8,S43,S45
NFPA 704	0 3 2 W
Izotopy
Není-li uvedeno jinak, jsou použity; jednotky SI a STP (25 °C, 100 kPa).

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

Základní fyzikálně-chemické vlastnosti

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:

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
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 kyslíkem i vodou 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 Li₂C₂ a křemíkem 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

Bylo objeveno roku 1817 švédským chemikem Johannem Arfvedsonem v nerostu 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

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 rezervy lithia v roce 2017 (podle The United States Geological Survey):^[1] 1. Argentina 9,8 mil. t, 2. Bolívie 9 mil. t, 3. Chile 8,4 mil. t, 4. Čína 8,4 mil. t, 5. Austrálie 5 mil. t. Polovina známých zásob lithia leží v Bolívii na dně solných pánví – největší z nich je Salar de Uyuni.

Biologický význam

Lithium je přítomné v tělech rostlin, živočichů a dalších organismů jen ve stopovém (extrémně nízkém) množství a pravděpodobně tam chemicky vystupuje podobně, jako jiné alkalické kovy přítomné v těle. V lidské krvi je přítomno lithium v koncentraci pouhých cca 70 nmol/litr.^[2] Je sporné, zda má pro funkci organizmu nějaký význam; koncentrace lithia, které se používají k léčbě maniodepresivity, jsou o 3-4 řády vyšší, než je jeho přirozená koncentrace v krvi. Při experimentálním krmení zvířat potravou s nízkým obsahem lithia byly pozorovány některé vývojové poruchy a snížený věk dožití ^[2]^[3] Lithium také v nízkých koncentracích stimuluje růst rostlin, některé druhy ho však pravděpodobně aktivně zakoncentrovávají ve svých pletivech až do hladiny 1 mg/g váhy.^[4]

Výroba

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 za vzniku nerozpustného uhličitanu lithného, který je následně rozpuštěn v kyselině chlorovodíkové za vzniku chloridu lithného.

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 lithného a chloridu draselného.

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

Elementární lithium se uplatňuje v jaderné energetice, kde v jistých typech reaktorů slouží roztavené lithium k odvodu tepla z reaktoru.

V současné době patří lithiové baterie (lithiový článek) a akumulátory (lithium-iontový akumulátor) k velmi perspektivním prostředkům pro dlouhodobější uchování elektrické energie a jejich využití v elektronice stále silně roste. Elektrody akumulátoru obsahují na záporné elektrodě slitinu Li/Si, na kladné elektrodě je FeS_x a jako elektrolyt se používá roztavený LiCl/KCl při 400 °C. Tento akumulátor je nejběžnější typ, ale vyvíjí se další nové typy. Lithiové akumulátory se využívají v elektromobilech a automobilech s hybridními motory.

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.

Mimořádně silných hygroskopických vlastností a nízké relativní hmotnosti hydroxidu lithného se využívá k pohlcování oxidu uhličitého z vydýchaného vzduchu v ponorkách a kosmických lodích.

Slitiny lithia s hliníkem, kadmiem, mědí a manganem jsou velmi lehké a současně značně mechanicky odolné a používají se při konstrukci součástí letadel, družic, kosmických lodí a ložiskových kovů. Slitina lithia s hořčíkem a hliníkem se používá na pancéřové desky, které jsou součástí družic a raket a má složení 14 % lithia, 1 % hliníku a 85 % hořčíku.

Oxid lithný a hydroxid lithný slouží k přípravě práškovitých fotografických vývojek. Hydrid lithný se používá k přípravě vodíku pro vojenské a meteorologické účely. Látky jako tetrahydridohlinitan lithný LiAlH₄ a organolithná činidla se používají v organické chemii jako velmi známá redukční činidla.

Citronan lithný – použití v medicíně podobně jako uhličitan lithný
Síran lithný – použití v medicíně podobně jako uhličitan lithný
Orotát lithný – použití v medicíně podobně jako uhličitan lithný
Jantaran lithný – použití v medicíně jako dermatologikum při léčbě seboroické dermatitidy
Stearát lithný se používá jako zahušťovadlo a želatinová látka k převádění olejů na plastická maziva. Tato maziva mají velkou odolnost vůči vodě, mají dobré nízkoteplotní vlastnosti (−20 °C) a velmi dobrou stálost při vyšších teplotách (> 150 °C). Tato zahušťovadla se připravují z hydroxidu lithného a přírodních tuků.

Uhličitan lithný Li₂CO₃ se používá při výrobě porcelánu jako tavidlo ve smaltech a při výrobě speciálních bezpečnostních skel a jako lék profylakticky ke kupírování manické fáze bipolární deprese (maniodepresivní psychózy). V poslední době se začalo používat uhličitanu lithného při výrobě hliníku, protože výrazně snižuje teplotu tání bauxitu a zvyšuje průtok elektrického proudu.

Sloučeniny

Anorganické sloučeniny

Hydrid lithný LiH je bílý krystalická látka, na suchém vzduchu, na rozdíl od ostatních hydridů alkalických kovů, je velmi stálý (nereaguje s žádnou složkou vzduchu), má vyšší teplotu tání a varu. S vodou reaguje hydrid lithný velmi bouřlivě za vzniku hydroxidu lithného a vodíku. Hydrid lithný se připravuje reakcí mírně zahřátého lithia ve vodíkové atmosféře

Oxid lithný Li₂O je bílá krystalická látka s vysokými teplotami tání a varu. Vzniká reakcí lithia s kyslíkem, a to i za pokojové teploty. Je však značně znečištěn peroxidem lithným Li₂O₂. Proto se pro přípravu čistého oxidu lithného používá termický rozklad hydroxidu lithného, uhličitanu lithného nebo dusičnanu lithného.

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 lithného s vodou nebo reakcí kovového lithia s vodou, která je poměrně bouřlivá a exotermní, kromě uvedeného hydroxidu lithného při ní dochází ve vývoji plynného vodíku.

S dusíkem reaguje lithium za zvýšené teploty velmi snadno za vzniku nitridu lithného Li₃N. Uvedené reakce se využívá k odstraňování dusíku z plynů. Nitrid lithný se vodou štěpí na oxid lithný, který okamžitě reaguje s vodou za vzniku hydroxidu lithného, a amoniaku

Borohydrid lithný LiBH₄ tetrahydridoboritan lithný je jednou z nejpoužívanějších sloučeninách lithia, která při styku s kyselinami uvolňuje atomární vodík a nachází tak využití jako hydrogenační a velmi účinné redukční činidlo.

Soli

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).

Fluorid lithný LiF je bílá, práškovitá látka, která se nerozpouští ve vodě. Připravuje se reakcí uhličitanu lithného nebo hydroxidu lithného s kyselinou fluorovodíkovou.

Chlorid lithný LiCl je bílá krystalická látka, která se rozplývá na vzduchu a velmi dobře rozpouští ve vodě, lihu i směsi lihu a etheru a jiných polárních organických rozpouštědlech. Připravuje se reakcí uhličitanu lithného nebo hydroxidu lithného s kyselinou chlorovodíkovou.

Bromid lithný LiBr i jodid lithný LiI jsou bílé, ve vodě dobře rozpustné, krystalické látky. Jsou to silně hygroskopické látky, a proto s používají jako náplně exikátorů. Připravují se rozpouštěním uhličitanu lithného nebo hydroxidu lithného v kyselině bromovodíkové popř. kyselině jodovodíkové.

Dusičnan lithný LiNO₃ je bezbarvá, na vzduchu rozplývavá krystalická látka. Je to docela dobře rozpustná lithná sůl. Připravuje se působením kyseliny dusičné na uhličitan lithný nebo hydroxid lithný.

Uhličitan lithný Li₂CO₃ je to bílá práškovitá látka. Je jediný nerozpustný uhličitan alkalického kovu. Vzniká srážením roztoku lithné soli roztokem rozpustného uhličitanu nebo reakcí hydroxidu lithného s oxidem uhličitým.

Síran lithný Li₂SO₄ je bezbarvá krystalická látka, která se snadno rozpouští ve vodě a tvoří podvojné soli. Vzniká reakcí uhličitanu lithného nebo hydroxidu lithného s kyselinou sírovou, používá se v medicíně podobně jako uhličitan lithný.

Organické sloučeniny

Mezi organické sloučeniny lithia patří zejména lithné soli organických kyselin a lithné alkoholáty. K dalším lithným sloučeninám patří organické komplexy lithných sloučenin – komplexy s crown ethery (koronandy), a kryptáty. Zcela zvláštní skupinu organických lithných sloučenin tvoří organokovové sloučeniny.

Bezpečnost

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.

Odkazy

Reference

↑ https://minerals.usgs.gov/minerals/pubs/commodity/lithium/mcs-2018-lithi.pdf [online]. U.S. Geological Survey, 2018-01 [cit. 2018-03-11]. [U.S. Geological Survey, Mineral Commodity Summaries, January 2018 Dostupné online].
↑ ^a ^b ANDERSON, Charles E. Lithium in Plants. Příprava vydání Ricardo O. Bach Ph D, Vincent S. Gallicchio Ph D. MT (ASCP). [s.l.]: Springer New York Dostupné online. ISBN 9781461279679, ISBN 9781461233244. DOI 10.1007/978-1-4612-3324-4_3. S. 25–46. (anglicky) DOI: 10.1007/978-1-4612-3324-4_3.
↑ DEMLING, J.H.; EGLAU, M.C.; AUTENRIETH, T. On the physiological function oflithium from a psychiatric view point. Medical Hypotheses. Roč. 57, čís. 4, s. 506–509. Dostupné online. DOI 10.1054/mehy.2001.1375.
↑ ARAL, Hal; VECCHIO-SADUS, Angelica. Toxicity of lithium to humans and the environment—A literature review. Ecotoxicology and Environmental Safety. 2008-07-01, roč. 70, čís. 3, s. 349–356. Dostupné online [cit. 2016-03-26]. DOI 10.1016/j.ecoenv.2008.02.026.

Literatura

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

Obrázky, zvuky či videa k tématu lithium na Wikimedia Commons
Slovníkové heslo lithium ve Wikislovníku
Galerie lithium na Wikimedia Commons

[1] https://minerals.usgs.gov/minerals/pubs/commodity/lithium/mcs-2018-lithi.pdf [online]. U.S. Geological Survey, 2018-01 [cit. 2018-03-11]. [U.S. Geological Survey, Mineral Commodity Summaries, January 2018 Dostupné online].

[:0-2] ANDERSON, Charles E. Lithium in Plants. Příprava vydání Ricardo O. Bach Ph D, Vincent S. Gallicchio Ph D. MT (ASCP). [s.l.]: Springer New York Dostupné online. ISBN 9781461279679, ISBN 9781461233244. DOI 10.1007/978-1-4612-3324-4_3. S. 25–46. (anglicky) DOI: 10.1007/978-1-4612-3324-4_3.

[3] DEMLING, J.H.; EGLAU, M.C.; AUTENRIETH, T. On the physiological function oflithium from a psychiatric view point. Medical Hypotheses. Roč. 57, čís. 4, s. 506–509. Dostupné online. DOI 10.1054/mehy.2001.1375.

[4] ARAL, Hal; VECCHIO-SADUS, Angelica. Toxicity of lithium to humans and the environment—A literature review. Ecotoxicology and Environmental Safety. 2008-07-01, roč. 70, čís. 3, s. 349–356. Dostupné online [cit. 2016-03-26]. DOI 10.1016/j.ecoenv.2008.02.026.

[1]

[2]

[3]

[4]