Litijum

Za druge upotrebe pogledajte stranicu Litijum (višeznačna odrednica).

Litijum (grč. lithos — kamen), oznaka Li, je najlakši od svih poznatih metala. Ima redni broj 3 u periodnom sistemu elemenata, atomsku težinu 6,94, specifičnu težinu 0,534 (pri 20 °C). Predstavlja smešu dva izotopa ⁷Li(92,6%) i ⁶Li(7,4%). On je alkalni metal u drugoj periodi periodnom sistemu elemenata. Litijum je vrlo lak metal i ima najmanju gustinu među svim čvrstim elementima (u standardnim uslovima).

Litijum

pluta u ulju
Opšta svojstva
Ime, simbol	litijum, Li
Izgled	srebrnobel
Zastupljenost	0,006
U periodnom sistemu
Vodonik Helijum Litijum Berilijum Bor Ugljenik Azot Kiseonik Fluor Neon Natrijum Magnezijum Aluminijum Silicijum Fosfor Sumpor Hlor Argon Kalijum Kalcijum Skandijum Titanijum Vanadijum Hrom Mangan Gvožđe Kobalt Nikl Bakar Cink Galijum Germanijum Arsen Selen Brom Kripton Rubidijum Stroncijum Itrijum Cirkonijum Niobijum Molibden Tehnecijum Rutenijum Rodijum Paladijum Srebro Kadmijum Indijum Kalaj Antimon Telur Jod Ksenon Cezijum Barijum Lantan Cerijum Prazeodijum Neodijum Prometijum Samarijum Evropijum Gadolinijum Terbijum Disprozijum Holmijum Erbijum Tulijum Iterbijum Lutecijum Hafnijum Tantal Volfram Renijum Osmijum Iridijum Platina Zlato Živa Talijum Olovo Bizmut Polonijum Astat Radon Francijum Radijum Aktinijum Torijum Protaktinijum Uranijum Neptunijum Plutonijum Americijum Kirijum Berklijum Kalifornijum Ajnštajnijum Fermijum Mendeljevijum Nobelijum Lorencijum Raderfordijum Dubnijum Siborgijum Borijum Hasijum Majtnerijum Darmštatijum Rendgenijum Kopernicijum Nihonijum Flerovijum Moskovijum Livermorijum Tenesin Oganeson H ↑ Li ↓ Na helijum ← litijum → berilijum ‍
Atomski broj (Z)	3
Grupa, perioda	grupa 1 (alkalni metali), perioda 2
Blok	s-blok
Kategorija	alkalni metal
Rel. at. masa (Ar)	[6,938, 6,997] konvencionalna: 6,94
El. konfiguracija	[He] 2s1
po ljuskama	2, 1
Fizička svojstva
Agregatno stanje	čvrsto
Tačka topljenja	453,65 K ​(180,50 °‍C, ​356,90 °F)
Tačka ključanja	1603 K ​(1330 °‍C, ​2426 °F)
Gustina pri s.t.	0,534 g/cm3
tečno st., na t.t.	0,512 g/cm3
Kritična tačka	3220 K, 67 MPa (ekstrapolirano)
Toplota fuzije	3,00 kJ/mol
Toplota isparavanja	136 kJ/mol
Mol. topl. kapacitet	24,860 J/(mol·K)
Napon pare P (Pa) 100 101 102 na T (K) 797 885 995 P (Pa) 103 104 105 na T (K) 1144 1337 1610
Atomska svojstva
Oksidaciona stanja	+1 (veoma kiseo oksid)
Elektronegativnost	0,98
Energije jonizacije	1: 520,2 kJ/mol 2: 7298,1 kJ/mol 3: 11815,0 kJ/mol
Atomski radijus	152 pm
Kovalentni radijus	128±7 pm
Valsov radijus	182 pm
Spektralne linije
Ostalo
Kristalna struktura	​unutrašnjecentr. kubična (BCC)
Brzina zvuka tanak štap	6000 m/s (na 20 °‍C)
Topl. širenje	46 µm/(m·K) (na 25 °‍C)
Topl. vodljivost	84,8 W/(m·K)
Električna otpornost	92,8 nΩ·m (na 20 °‍C)
Magnetni raspored	paramagnetičan ($\chi _{m}$= 1,4 · 10−5)
Magnetna susceptibilnost (χmol)	+14,2·10−6 cm3/mol (298 K)
Jangov modul	4,9 GPa
Modul smicanja	4,2 GPa
Modul stišljivosti	11 GPa
Mosova tvrdoća	0,6
Brinelova tvrdoća	5 MPa
CAS broj	7439-93-2
Istorija
Otkriće	Johan Avgust Arfvedson (1817)
Prva izolacija	Vilijam Tomas Brand (1821)
Glavni izotopi
izotop rasp. pž. (t1/2) TR PR 6Li 5% stabilni 7Li 95% stabilni
6Li sadržaj može biti nizak i do 3,75% u prirodnim uzorcima. 7Li stoga može da ima sadržaj do 96,25%.

Zbog svoje velike reaktivnosti, u prirodi se ne nalazi u elementarnom stanju. Na sobnoj temperaturi, samo na potpuno suvom vazduhu je postojan duže vreme, ali vrlo sporo reaguje dajući litijum nitrid. U vlažnom vazduhu, na površini litijuma vrlo brzo se formira mat sivi sloj litijum hidroksida. Kao i svi alkalni metali, elementarni litijum reaguje odmah već pri dodiru sa vlagom na koži te tako može prouzrokovati teške opekotine i ozlede zbog nagrizanja. Mnoga jedinjenja litijuma, koja u vodenim rastvorima daju jone litijuma smatraju se opasnim za zdravlje, za razliku od analognih jedinjenja natrijuma i kalijuma.

Kao mikroelement, litijum u obliku svojih soli je često sastavni deo mineralnih voda. U ljudskom organizmu nalaze se vrlo male količine ovog elementa. Ne smatra se neophodnim za život i nema poznate biološke funkcije u organizmu. Međutim, neke soli litijuma pokazuju medicinsko delovanje i upotrebljavaju se u litijumskoj terapiji pri lečenju bipolarnih poremećaja, manija, depresija i drugih sličnih bolesti.

Istorija

Johan Avgust Arfvedson je otkrio litijum

Švedski naučnik Johan Arfvedson je otkrio litijum 1817. godine. On je 1817. primetio prisustvo nekog nepoznatog elementa u mineralu petalitu (Li^[4]Al^[4][Si₄O₁₀]), a nedugo kasnije i u mineralima spodumenu (LiAl[Si₂O₆]) i lepidolitu (K(Li,Al)₃[(Al,Si)₄O₁₀](F,OH)₂), nakon analize mineralnih uzoraka sa ostrva Ute u Švedskoj. Njegov akademski učitelj Jakob Bercelijus predložio je naziv lithion, izvedenicu iz grčkog λίθος líthos‚ kamen, ime koje je izvedeno iz materijala iz kojeg je izolovan, slično kao i kod drugih, do tada poznatih, alkalnih metala natrijuma i kalijuma, a kasnije se to ime ustalilo u svojoj latiniziranoj formi lithium. Nemački hemičar Kristian Gotlob Gmelin primetio je 1818. godine da soli litijuma boje plamen u crvenu boju. Oba naučnika su narednih godina pokušavali da dobiju ovaj element u čistom stanju. Ovo je uspelo iste godine Brandu i Dejviju pomoću postupka elektrolize litijum oksida (Li₂O). Robert Bunzen i Ogastus Matiesen uspeli su 1855. pomoću elektrolize litijum hlorida (LiCl) da dobiju još veće količine elementarnog litijuma. Atomsku težinu mu je odredio Ričards pretvaranjem litijum-hlorida u litijum perhlorat.

Prva komercijalna proizvodnja počela je 1923. u nemačkoj kompaniji Metallgesellschaft (danas Chemetall GmbH), gde se dobijao pomoću elektrolize istopljene smese litijum- (LiCl) i kalijum hlorida (KCl). Vilhelm Šlenk je 1917. sintetisao prvo litijumorgansko jedinjenje iz organskih jedinjenja žive. Sve do kraja Drugog svetskog rata, osim upotrebe kao sredstvo za podmazivanje (mineralno ulje sa dodatkom litijum stearata) i u industriji stakla (litijum karbonat ili litijum oksid), gotovo da i nisu postojale aplikacije u kojima se koristio litijum. Međutim, to se promenilo nakon što je SAD-u zatrebao tricijum za pravljenje hidrogenske bombe, a koji se može dobiti iz litijuma. Počela je znatna proizvodnja litijuma, a jedno od najizdašnijih nalazišta bio je rudnik u blizini grada Kings Mauntin u Severnoj Karolini. Pošto tricijum ima vrlo kratko vreme poluraspada, neophodne količine litijuma su konstantno rasle, pa su u SAD u periodu od 1953. do 1963. nagomilane ogromne zalihe ovog metala, koje su tek nakon završetka Hladnog rata 1993. dospele na svetsko tržište.

Osim klasičnih rudarskih izvora, jeftinije dobijanje litijuma je moguće i iz slanih voda. Danas se litijum koristi u velikim količinama za razne svrhe kao što je proizvodnja baterija, za polimerizaciju elastomera, u građevinarstvu, te za organske sinteze u farmaciji i argohemijskoj industriji. Od 2007. najvažniji segment upotrebe litijuma su primarne (takozvane „litijumske”) baterije i akumulatori (sekundarne ili litijum-jonske baterije).

Nalaženje u prirodi

Zastupljen je u zemljinoj kori u količini od 0,0018%, ali je i pored male procentualne zastupljenosti veoma čest. Za razliku od ostalih alkalnih metala, litijum se u prirodi nalazi u obliku silikata. Minerali koji ga sadrže su lepidolit, spodumen, ambligonit i petalit, od kojih neki i služe kao polazna sirovina za njegovo dobijanje. Najveća ležišta rude litijuma su u Boliviji, Čileu, Argentini, Kini i Australiji. Pronađen je i u pepelu mnogih biljaka kao što je duvan, ali i u mleku i krvi.

Dobijanje

Dobija se ekstrakcijom iz minerala na razne načine, ali se svi oni zasnivaju ili na slabijoj rastvorljivosti litijum-karbonata, a u odnosu na karbonate drugih alkalnih metala ili na rastvorljivosti litijum hlorida u alkoholu. Takođe, litijum se može dobiti elektrolizom stopljenog litijum hlorida. Iz slanih rastvora koji sadrže litijum, može se istaložiti litijum-karbonat razblaživanjem vodom i dodavanjem natrijum karbonata (sode). Zatim se uparava slana voda u vazduhu sve dok udeo litijuma ne pređe 0,5%. Dodavanjem natrijum karbonata iz nje se počinje taložiti teško rastvorljivi litijum karbonat:

$\mathrm {2\ LiCl\ +Na_{2}CO_{3}\ \longrightarrow \ Li_{2}CO_{3}\downarrow +\ 2\ NaCl}$.

Ne računajući proizvodnju u SAD, tokom 2008. godine u svetu je proizvedeno oko 27.400 tona litijuma, a uglavnom se na tržištu prodavao u obliku litijum karbonata (Li₂CO₃). Od ove količine 12.000 tona otpada na čileansku Salar de Atakama, a gotovo 7.000 tona na australijski rudnik Grinbušes.

Da bi se dobio metalni litijum, prvo se litijum karbonatu dodaje hlorovodonična kiselina. Pri tome nastaje ugljen-dioksid koji se izdvaja kao gas, te preostaje rastvoreni litijum hlorid. Ovaj rastvor se stavlja u vakuumski isparivač gde se uparava, sve dok se hlorid ne iskristalizuje:

$\mathrm {Li_{2}CO_{3}+\ 2\ H_{3}O^{+}+\ 2\ Cl^{-}\longrightarrow \ 2\ Li^{+}+\ 2\ Cl^{-}+CO_{2}\uparrow +\ 3\ H_{2}O}$

Uređaji i oprema koja se koristi za dobijanje litijum-hlorida moraju biti načinjeni iz posebnih vrsta čelika ili legura nikla, jer slani rastvor deluje izuzetno korozivno. Metalni litijum se dobija elektrolizom topivim elektrodama pri temperaturi od 352 °C iz istopljene eutektične smese iz 52 masena postotka litijum hlorida i 48 masena postotka kalijum hlorida:

$\mathrm {Li^{+}+\mathrm {e} ^{-}\ {\xrightarrow[{elektroliza}]{352\,^{\circ }C}}\ Li}$

odnosno:

$\mathrm {KCl+LiCl\ {\xrightarrow[{elektroliza}]{352\,^{\circ }C}}\ K+Li+Cl_{2}}$.

Međutim, u procesu elektrolize, kalijum se ne izdvaja, jer u istopljenom hloridu on ima niži elektrodni potencijal. Za razliku od njega, tragovi natrijuma se izdvajaju, te čine litijum izuzetno reaktivnim (što je prednost u organskoj hemiji, ali ne i za Li-baterije). Tečni litijum se skuplja na površini elektrolita, te se relatno lako može izdvojiti iz elektrolitičke ćelije. Litijum je takođe moguće dobiti i elektrolizom litijum-hlorida u piridinu. Ova metoda je posebno pogodna za laboratorijsko dobijanje manjih količina litijuma.

Svojstva

Fizičke

Kristalna struktura litijuma, a = 351 pm

U čistom stanju i u odsustvu vazduha, ima srebrnastometalni sjaj, po čemu liči na natrijum i kalijum, ali od njih je tvrđi. Takođe, ima i višu tačku topljenja, koja iznosi 186 °C, a ključa na oko 1.336 °C. Gustina iznosi svega 0,534 g/cm³ i predstavlja najmanju gustinu od svih čvrstih elemenata. Samo vodonik u čvrstom stanju pri temperaturi od −260 °C ima manju gustinu od 0,0763 g/cm³. Prilično je isparljiv i njegova para boji plamen Bunzenove grejalice karmin crveno, što se koristi prilikom kvalitativne analize njegovih soli. Ima najveću specifičnu toplotu od svih elemenata i ona iznosi 0,96 na 50 °C. Litijum među ostalim alkalnim metalima ima najviše tačke topljenja i ključanja kao i najveći specifični toplotni kapacitet. Iako on ima najveću tvrdoću od svih alkalnih metala, može se rezati nožem a njegova Mosova tvrdoća iznosi 0,6. Kao tipičan metal, dobar je provodnik struje (provodljivost oko 18% od provodljivosti bakra) kao i toplote.

Poput drugih alkalnih metala, i litijum se kristalizuje u kubnom, prostorno centriranom, gusto pakovanom kristalnom sistemu u prostornoj grupi Im3m sa parametrom rešetke a = 351 pm i dve formulske jedinice po elementarnoj ćeliji. Na izuzetno niskim temperaturama od 78 K menja se kristalna struktura spontanim prelazom bilo u heksagonalnu strukturu tipa magnezijuma sa parametrima rešetke a = 311 pm i c = 509 pm ili izmenom u izobličenu kubnu strukturu tipa bakra (kubna površinsko centrirana) sa parametrom rešetke a = 438 pm. Tačan uzrok zbog čega se javlja jedna od ovih struktura nije poznat.

Litijum ispoljava veliki broj sličnosti sa magnezijumom, što se, između ostalog, iskazuje i u činjenici javljanja heterotipskih mešanih kristala od litijuma i magnezijuma, a koji imaju osobinu izodimorfije. Iako se magnezijum najgušće kristalizuje heksagonalno, dok se nasuprot njega litijum kristalizuje u kubinu prostorno centriranu kuglastu rešetku, oba metala se mogu heterotipski mešati. Međutim, ovo se dešava samo u vrlo ograničenom rasponu koncentracija, pri čemu kod viška neke od komponenti, jedna od njih nameće (prisiljava da promeni) kristalnu rešetku drugoj.

Jon litijuma sa −520 kJ/mol ima najvišu entalpiju hidratacije među svim jonima alkalnih metala. Stoga se on u vodi u potpunosti hidratizuje i snažno privlači molekule vode. Jon litijuma gradi dve hidratne ljuske, jednu unutrašnju sa četiri molekula vode, koja je izuzetno snažno povezana sa litijumovim jonom preko svojih atoma kiseonika, te jednu spoljnu ljusku, koja je povezana sa jonom Li[H₂O]₄⁺ preko „vodoničnih mostova” sa drugim molekulima vode. Zbog toga je jonski radijus hidratizovanih jona litijuma veoma velik, veći čak i od nekih jona teških alkalnih metala kao što su rubidijum i cezijum, koji u vodenim rastvorima ne grade takvu vrstu snažno vezanih hidratnih ljuski.

Luisova formula dilitijuma

U gasovitom stanju, litijum se ne nalazi u vidu pojedinačnih atoma, već u molekularnom stanju kao dilitijum Li₂. Na taj način jednovalentni litijum dostiže popunjenu s-atomsku orbitalu a time i energetski povoljniju situaciju. Dilitijum ima dužinu veze od 267,3 pm i energiju veze od 101 kJ/mol.

Hemijske

Metalni litijum obložen nitridom zbog kontakta sa vazduhom

Litijum je, kao i svi drugi alkalni metali, vrlo reaktivan i vrlo lako reaguje sa mnogim elementima i jedinjenjima (poput vode dajući toplotu). Među svim alkalnim metalima, on je najviše reaktivan. Posebnost, po kojoj se litijum razlikuje od drugih alkalnih metala je njegova reakcija sa molekularnim azotom gradeći litijum nitrid, reakcija koja se polako odvija već i na sobnoj temperaturi:

$\mathrm {6\ Li\ +N_{2}\ {\xrightarrow {20\,^{\circ }C}}\ 2\ Li_{3}N}$.

Ovo je moguće zbog velike gustine naboja jona litijuma Li⁺ te tako i velike energije rešetke litijum nitrida. Litijum sa -3,04 V ima najniži elektrodni potencijal u celom periodnom sistemu, te je stoga i najmanje plemeniti element od svih. Kao i svi alkalni metali, elementarni litijum se može čuvati u kerozinu (petroleumu) ili parafinskom ulju, jer u suprotnom reaguje sa azotom i kiseonikom iz vazduha.

Pošto su radijusi jona litijuma Li⁺ i magnezijuma Mg²⁺ slični po veličini, takođe postoje i određene sličnosti u osobinama litijuma odnosno njegovih jedinjenja sa magnezijumom ili jedinjenjima magnezijuma. Ova sličnost u osobinama između dva elementa iz susednih grupa periodnog sistema poznata je i kao dijagonalna veza (dijagonalni efekt). Tako litijum, za razliku od natrijuma, gradi mnoga metalnoorganska jedinjenja (organolitijumska jedinjenja), poput butil litijuma ili metil litijuma. Ista sličnost uočena je i između berilijuma i aluminijuma, kao i između bora i silicijuma.

Na vazduhu gori blještavom belom svetlošću poput magnezijuma, gradeći monoksid, ali druge okside gradi teže. Sa vodonikom se jedini na crvenom usijanju gradeći litijum hidrid, a sa azotom litijum nitrid. Direktno se jedini i sa halogenima i sumporom i može se reći da je hemijski aktivan, ali manje od drugih alkalnih metala. Burno reaguje sa kiselinama, a u reakciji sa vodom se ne pali, čak ni ako voda ključa. Tada nastaje reakcija:

$\mathrm {2Li+2H_{2}O\longrightarrow \;2LiOH+H_{2}}$

Izotopi

U prirodi se javljaju oba stabilna izotopa litijuma ⁶Li (7,6%) i ⁷Li (92,4%). Osim njih, poznato je još nekoliko nestabilnih izotopa počev od ⁴Li preko ⁸Li do ¹²Li, koji se mogu dobiti samo veštačkim putem. Njihova vremena poluraspada iznose samo nekoliko milisekundi.

Reakcije izotopa litijuma i vodonika u Kastl-Bravo termonuklearnoj bombi. Planirane (očekivane) i stvarne reakcije izotopa ⁷Li

Izotop ⁶Li ima vrlo važnu ulogu u tehnologiji nuklearne fuzije. Pored uloge u nuklearnim fuzijskim reaktorima, služi i kao polazni materijal za dobijanje tricijuma u hidrogenskoj bombi, koji je neophodan za fuziju sa deuterijumom kojom se proizvodi enormna količina energije. Tricijum nastaje u plaštu fuzijskog reaktora (takozvanom blanketu) ili unutar hidrogenske bombe pored helijuma bombardiranjem litijuma ⁶Li neutronima, koji nastaju tokom fuzije, a prema sledećoj nuklearnoj reakciji:

$\mathrm {\,_{3}^{6}Li+n\rightarrow \,_{2}^{4}He+\,_{1}^{3}T+4{,}78\ MeV}$.

Takođe, moguća je i reakcija

$\mathrm {\,_{3}^{7}Li+n\rightarrow \,_{2}^{4}He+\,_{1}^{3}T+n-2{,}74\ MeV}$

ali je ona manje pogodna.

Iz ovog razloga, izotop ⁶Li se izdvaja pri proizvodnji litijuma. Razdvajanje izotopa se može vršiti na primjer putem razmene izotopa litijum amalgama i nekog rastvorenog litijumovog jedinjenja (poput litijum hlorida u etanolu). Pri tome se može dostići prinos od oko 50%.

Izotop ⁷Li nastaje u neznatnim količinama u nuklearnim centralama putem nuklearne reakcije izotopa bora ¹⁰B (korišten kao usporivač neutrona) sa neutronima.

$\mathrm {\,_{\ 5}^{10}B+n\rightarrow \,_{3}^{7}Li+\,_{2}^{4}He+\gamma }$

Oba izotopa litijuma ⁶Li i ⁷Li korištena su u eksperimentima sa ultrahladnim kvantnim gasovima. Tako je načinjen i prvi Boze-Ajnštajnov kondenzat sa (bozon) izotopom ⁷Li. Međutim ⁶Li je fermion te su naučnici 2003. godine uspeli da molekul ovog izotopa pretvore u superfluid.

Upotreba

Litijumska baterija

Najveći deo proizvedenih soli litijuma se ne redukuje do metalnog litijuma, već se koristi bilo direktno kao litijum karbonat, litijum hidroksid, litijum hlorid, litijum bromid ili se prevodi u neki drugo jedinjenje litijuma. Kao metal, on je neophodan u određenom broju aplikacija, među kojima je najviše u industriji baterija i industriji stakla i keramike.

Kao metal

Litijum baterije

Deo proizvedenog metalnog litijuma koristi se za dobijanje njegovih jedinjenja, koja se ne mogu direktno dobiti iz litijum karbonata. To su, u prvom redu, organolitijumska jedinjenja poput butil litijuma, jedinjenja litijuma i vodonika kao litijum hidrida (LiH) ili litijum aluminijum hidrida kao i litijum amida. Zbog sposobnosti litijuma da reaguje direktno sa azotom, koristi se i za uklanjanje tog gasa tamo gde je to neophodno.

Metalni litijum je izuzetno snažno redukciono sredstvo. On redukuje mnoge materijale, koji inače ne reaguju sa drugim redukcionim sredstvima. Upotrebljava se i za delimično hidriranje aromatičnih jedinjenja (Birčova redukcija). U metalurgiji, koristi se za odstranjivanje sumpora iz istopljenog željeza, dezoksidaciju i uklanjanje ugljenika iz istopljenih metala.

Pošto litijum ima veoma nizak elektrodni potencijal, može se upotrebljavati u baterijama kao anoda. Takve litijumske baterije imaju vrlo veliku gustinu energije, a mogu proizvesti posebno visok električni napon. Treba razlikovati litijumske baterije koje se ne mogu ponovno puniti sa punjivim litijum-jonskim baterijama (akumulatorima), kod kojih se kao katoda koristi metalni oksid litijuma kao na primjer litijum kobalt oksid, a na strani anode koristi se grafit ili neko jedinjenje na kojem se interkaliraju joni litijuma.

Sastojak legura

Litijum se ponekad dodaje drugim metalima pri njihovom legiranju, radi poboljšanja njihovih osobina. Često za te svrhe dovoljne i vrlo male količine litijuma. Mnogim supstancama dodavanje litijuma poboljšava otpornost na izvlačenje, tvrdoću i mehaničku elastičnost. Jedan od primera legura sa litijumom je takozvani Bahnmetall (nem. željeznički metal), legura olova sa oko 0,04% litijuma, koja se koristi u Nemačkoj kao materijal za izradu valjkastih ležaja na željeznicama. Takođe i u magnezijumskim i aluminijumskim legurama, litijum se dodaje za poboljšanje mehaničkih osobina. Istovremeno, legure litijuma su vrlo lake i stoga se često koriste i u avionskoj i svemirskoj tehnici.

Istraživanje (atomska fizika)

U oblasti atomske fizike, litijum se vrlo često upotrebljava, jer je kao ⁶Li jedini među alkalnim metalima sa stabilnim fermionskim izotopom, zbog čega je pogodan za istraživanje efekata u ultrahladnim fermionskim kvantnim gasovima. Istovremeno, iskazuje veoma široku Fešbačovu rezonancu, koja omogućava da se dužina raspršenja između atoma podešava po želji, pri čemu se ne mora posebno precizno održavati magnetno polje zbog širine rezonance.

Medicina

Već od 1850. litijum se počeo koristiti u medicini zapadnoevropskih zemalja kao sredstvo protiv gihta. Međutim, nije se pokazao delotvoran. I drugi vidovi upotrebe litijumskih soli u medicini su takođe ostali bezuspešni, između ostalih i kao sredstvo protiv infektivnih bolesti.

Tek 1949. australijski fizijatar Džon Kejd opisao je moguću oblast upotrebe litijumovih soli. On je zamorcima ubrizgavao različita hemijska jedinjenja, između ostalih i soli litijuma, od čega su oni mnogo slabije reagovali na spoljne nadražaje, te su bili mnogo mirniji ali ne i pospani. Tek nakon što je isto isprobao i na sebi između 1952. i 1954. Kejd je podržao upotrebu litijum karbonata kao leka u terapiji depresivnih, šizofrenih i maničnih pacijenata, a nakon sprovedene opsežne studije na psihijatrijskoj bolnici u Riskovu (Danska). Time su postavljeni budući temelji današnje terapije litijumom.

Spoljašnje veze

• Lithium at The Periodic Table of Videos (University of Nottingham)
• International Lithium Alliance
• USGS: Lithium Statistics and Information
• Lithium Supply & Markets 2009 IM Conference 2009 Sustainable lithium supplies through 2020 in the face of sustainable market growth
• University of Southampton, Mountbatten Centre for International Studies, Nuclear History Working Paper No5.