Lítium (lithium)
lítium → berýlium H ↑ Li ↓ Na 3 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
Tlak pary p(Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k pri T(K) 797 885 995 1 144 1 337 1 610
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)
Izotop Výskyt t1/2 Rr Er (MeV) Pr 6Li 7,5 % stabilný s 3 neutrónmi 7Li 92,5 % stabilný s 4 neutrónmi 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