Lítium

Tlak pary
Lítium; (lithium)
	lítium → berýlium
	Periodická tabuľka
	2. perióda, 1. skupina, blok s
	alkalické kovy, kovy
Vzhľad
	strieborný, bielosivý kov, na vzduchu rýchlo koroduje
Atómové vlastnosti
Atómová hmotnosť	6,941 g·mol−1
Elektrónová konfigurácia	[He] 2s1
Atómový polomer	152 pm (vyp.: 167 pm)
Kovalentný polomer	128 pm
Kovový polomer	155 pm
Van der Waalsov pol.	182 pm
Iónový polomer; pre: Li+	60 pm
Chemické vlastnosti
Elektronegativita	0,98 (podľa Paulinga)
Ionizačná energia(e)	1: 520,2 kJ.mol−1; 2: 7 298,1 kJ.mol−1; 3: 11 815,0 kJ.mol−1
Oxidačné číslo(a)	I
Št. potenciál; (Li+/Li)	-3,045 V
Fyzikálne vlastnosti (za norm. podmienok)
Skupenstvo	pevné
Hustota	0,534 kg·dm−3
Hustota kvapaliny; (pri 453,69 K)	0,512 kg·dm−3
Teplota topenia	453,69 K (180,54 °C)
Teplota varu	1 615 K (1 341,85 °C)
Kritický bod	3 223 K; 67 MPa
Sk. teplo topenia	3,00 kJ·mol−1
Sk. teplo varu	147,1 kJ·mol−1
Tepelná kapacita	24,860 J·mol−1·K−1
Iné
Kryštálová sústava	kubická, priestorovo centrovaná
Magnetizmus	paramagnetický
Elektrický odpor	92,8 nΩ·m
Tep. rozťažnosť	46 µm·m−1·K−1
Rýchl. zvuku	6 000 m·s−1
Youngov modul	4,9 GPa
Pružnosť v šmyku	4,2 GPa
Objemová pružnosť	11 GPa
Tvrdosť (Mohs)	0,6
Reg. číslo CAS	7439-93-2
Izotop(y) (vybrané)
	V živých organizmoch je percentuálne zastúpenie izotopu 6Li len 3,75 %, opačne potom 7Li až 96,25 %
Commons ponúka multimediálny obsah na tému lítium.
	Chemický portál

Lítium (lat. lithium, gr. lithos = kameň) je chemický prvok v Periodickej tabuľke prvkov, ktorý má značku Li a protónové číslo 3. Ide o veľmi ľahký a mäkký kov, ktorý sa mnohými chemickými vlastnosťami podobá na horčík (diagonálna podobnosť). S teplou vodou reaguje len pozvoľna na hydroxid, pričom sa uvoľňuje vodík. S kyslíkom dáva oxid a s dusíkom nitrid rovnako ako horčík. V prírode sa vyskytuje iba vo forme zlúčenín.

Zo skupiny alkalických kovov je lítium najmenej reaktívny prvok a zároveň vytvára najmenej iónové zlúčeniny spomedzi alkalických kovov. Je to spôsobené malým polomerom Li⁺, vďaka čomu má silné polarizačné účinky na anión, čo je nepriaznivé pre vznik iónovej väzby. Elementárne kovové lítium možno dlhodobo skladovať napr. prekryté vrstvou alifatických uhľovodíkov ako petrolej alebo nafta, s ktorými nereaguje. Soli lítia sfarbujú plameň karmínovo červeno.

História

Lítium bolo objavené v roku 1817 švédskym chemikom Johannom Arfvedsonom v aluminosilikátových horninách na báze lepidolitu. Všimol si, že zlúčeniny neznámeho prvku sú podobné zlúčeninám sodíka a draslíka, ale uhličitan a hydroxid sú vo vode podstatne menej rozpustné.

Lítium bolo po prvýkrát izolované z doštičkového silikátového minerálu petalitu LiAlSi₄O₁₀ a Arfvedson taktiež ukázal, že je prítomné v pyroxénovom silikáte spodumene LiAlSi₂O₆ a v sľude lepidolit, ktorý má približné zloženie K₂Li₃Al₄Si₇O₂₁(OH, F)₃. Pre nový prvok zvolil názov lítium (grécky litos = kameň) ako opak k rastlinnému pôvodu sodíka a draslíka. Kov izoloval Humphry Davy z roztaveného Li₂O v roku 1818.

Zlúčeniny a výskyt v prírode

Vďaka svojej veľkej reaktivite sa v prírode stretávame prakticky iba so zlúčeninami lítia. Vo všetkých svojich zlúčeninách sa vyskytuje iba s mocenstvom Li⁺.

V zemskej kôre sa lítium vyskytuje v množstve 20 - 60 mg/kg, morská voda vykazuje priemerný obsah lítia 0,18 mg Li/l. Vo vesmíre patrí lítium medzi vzácne prvky, na jeden jeho atóm pripadá približne 1 miliarda atómov vodíka.

S kyslíkom vytvára oxid lítny (Li₂)O, ktorý s vodou vytvára silne alkalicky reagujúci hydroxid lítny (LiOH). Reakcia kovového lítia s vodou je v porovnaní s ostatnými alkalickými kovmi miernejšia. Okrem spomenutého hydroxidu lítneho pri nej dochádza k uvoľneniu plynného vodíka.

Halogenidy lítia ako chlorid lítny (LiCl) a bromid lítny (LiBr) majú silno hygroskopické vlastnosti a používajú sa preto ako náplň exsikátorov. Naopak fluorid lítny (LiF) je zlúčenina iba veľmi slabo rozpustná vo vode.

S dusíkom a za zvýšenej teploty reaguje lítium veľmi dobre za vzniku nitridu lítneho (Li₃N). Uvedená reakcia sa využíva na odstraňovanie dusíka z niektorých plynov.

S vodíkom lítium vytvára stály hydrid lítny (LiH). Oveľa používanejšou zlúčeninou je však borohydrid lítny (LiBH₄), ktorý pri styku s kyselinami uvoľňuje atomárny vodík a nachádza tak využitie ako hydrogenačné a veľmi účinné redukčné činidlo.

V prírode sa lítium vyskytuje v neveľkom množstve ako prímes rôznych hornín, najznámejšie minerály obsahujúce lítium sú aluminosilikáty lepidolit a spodumen. Soli lítia sú zastúpené aj v morskej vode a niektorých minerálnych vodách.

Výroba a využitie

Väčšina lítiových rúd obsahuje 1 až 3 percentá Li a tento obsah sa flotáciou zvyšuje na 4 až 6 percent Li. Pri výrobe lítia sa vychádza z spodumenu LiAlSi2O6, ktorý sa zohrieva na približne 1 100° C, aby sa zmenila modifikácia alfa na menej hustú a drobivejšiu modifikáciu beta, ktorá sa premýva kyselinou sírovou pri 250 stupňoch Celzia a z výluhu sa získa LiSO4.H2O. Ďalším postupom s Na2CO3 a HCl dostaneme Li2CO3 (nerozpustný) a LiCl. Chlorid lítny môžeme tiež získať kalcináciou premytej rudy vápencom (CaCO3) pri 1 000 stupňoch Celzia. Kovové lítium sa najjednoduchšie pripravuje elektrolýzou roztaveného chloridu lítneho.

katóda: Li^+* + e⁻ → Li^*

anóda: Cl^−* → ½ Cl_{2 (g)} + e⁻

Elementárne lítium sa uplatňuje v jadrovej energetike, kde v niektorých typoch reaktorov roztavené lítium slúži na odvod tepla z reaktoru.

V súčasnosti patria lítiové články a akumulátory k veľmi perspektívnym prostriedkom pre dlhodobejšie uchovanie elektrickej energie a ich využitie v elektronike stále rastie.

Rozpustné soli lítia (uhličitan, octan, síran, citrát) sa používajú v psychiatrii ako účinná látka liekov, tlmiacich mánie (manické fázy bipolárnych porúch) a stabilizujúcich patologické nálady (viď tymoprofylaktiká, psychofarmakum).

Lítium je prísada na výrobu špeciálnych skiel a keramiky, predovšetkým na použitie v jadrovej energetike, ale aj na konštrukciu hvezdárskych teleskopov.

Pomerne slabé hygroskopické vlastnosti a nízka relatívna hmotnosť hydroxidu lítneho sa využíva na pohlcovanie oxidu uhličitého z vydýchaného vzduchu v ponorkách a kozmických lodiach.

Zliatiny lítia s hliníkom, kadmiom, meďou a mangánom sú veľmi ľahké a súčasne mechanicky odolné a používajú sa pri konštrukcii leteckých súčiastok.

Iné projekty

Commons ponúka multimediálne súbory na tému Lítium
Wikislovník ponúka heslo Lítium

Periodická tabuľka chemických prvkov

This article is issued from Wikipedia. The text is licensed under Creative Commons - Attribution - Sharealike. Additional terms may apply for the media files.