Литијум — разлика између измена
Садржај обрисан Садржај додат
Нема описа измене |
. |
||
Ред 1:
{{Друго значење|лек|[[литијум карбонат]]}}
{{infobox element
|name=Литијум
|number=3
|symbol=Li
|abundance= 0,006<ref name="dtv" /><ref name="harry" />
|abundance in earth's crust=
|abundance in oceans=
|abundance in solar system=
|left=[[хелијум]]
|right=[[берилијум]]
|above=[[hydrogen|H]]
|below=[[sodium|Na]]
|category=алкални метал
|category comment=
|group=1
|period=2
|block=s
|appearance=сребрнобела
|image name=Lithium paraffin.jpg
|electron configuration=[-{[[Helium|He]]] 2s<sup>1</sup>}-<ref name="wieser" />
|electrons per shell=2, 1
|phase=чврсто
|phase comment=
|density gplstp=
|density gpcm3nrt=0,534<ref name="greenwood" /><ref name="gale" />
|density gpcm3mp=0,512<ref name="harry" />
|melting point K=453,65
|melting point C=180,50
|melting point F=356,90
|boiling point K=1603<ref name="zhang" />
|boiling point C=1330
|boiling point F=2426
|triple point K=
|triple point kPa=
|critical point K=3220
|critical point MPa=67
|critical point comment=''(екстраполирано)''<ref name="ludwig" />
|heat fusion=3,00
|heat vaporization=136
|heat capacity=24,860
|vapor pressure 1=797
|vapor pressure 10=885
|vapor pressure 100=995
|vapor pressure 1 k=1144
|vapor pressure 10 k=1337
|vapor pressure 100 k=1610
|vapor pressure comment=
|crystal structure=body-centered cubic
|oxidation states='''+1'''
|oxidation states comment=(веома [[base (chemistry)|кисео]] оксид)
|electronegativity=0,98
|number of ionization energies=3
|ionization energy 1=520,2
|ionization energy 2=7298,1
|ionization energy 3=11815,0
|atomic radius=152
|atomic radius calculated=
|covalent radius=128±7
|Van der Waals radius=182
|magnetic ordering=парамагнетичан (<math>\chi_{m}</math>= 1,4 · 10<sup>−5</sup>)<ref name="crc" />
|electrical resistivity=
|electrical resistivity unit prefix=n
|electrical resistivity comment=
|electrical resistivity at 0=
|electrical resistivity at 20=92,8
|thermal conductivity=84.8
|thermal conductivity 2=
|thermal diffusivity=
|thermal expansion=
|thermal expansion at 25=46
|speed of sound=
|speed of sound rod at 20=6000
|speed of sound rod at r.t.=
|magnetic susceptibility= +14,2·10<sup>−6</sup>
|magnetic susceptibility ref= (298 K)<ref>{{Cite book|title=CRC, Handbook of Chemistry and Physics|last=Weast|first=Robert|publisher=Chemical Rubber Company Publishing|year=1984|isbn=0-8493-0464-4|location=Boca Raton, Florida|pages=E110|quote=|via=}}</ref>
|Young's modulus=4,9
|Shear modulus=4,2
|Bulk modulus=11
|Poisson ratio=
|Mohs hardness=0.6
|Vickers hardness=
|Brinell hardness=5
|CAS number=7439-93-2
|isotopes=
{{Infobox element/isotopes stable | mn=6 | sym=Li | na=5% | n=3 |firstlinks=yes}}
{{Infobox element/isotopes stable | mn=7 | sym=Li | na=95% | n=4 |firstlinks=no}}
|isotopes comment=<sup>6</sup>-{Li}- садржај може бити низак и до 3,75% у<br/>природним узорцима. <sup>7</sup>-{Li}- стога може да има<br/>садржај до 96,25%.
|predicted by=
|prediction date=
|discovered by=[[Johan August Arfwedson|Јохан Август Арфведсон]]
|discovery date=1817
|first isolation by=[[William Thomas Brande|Њилијам Томас Бранд]]
|first isolation date=1821
|history comment label=
|history comment=
|QID=Q568
}}
'''Литијум''' ({{јез-грч|lithos}} — камен), ознака '''-{Li}-''', најлакши је од свих познатих [[метал]]а. Има редни број 3 у [[Периодни систем елемената|периодном систему елемената]], [[атомска тежина|атомску тежину]] 6,94, специфичну тежину 0,534 (при 20 [[Степен целзијуса|степени целзијуса]]). Представља [[смеше|смешу]] два [[изотоп]]а <sup>7</sup>-{Li}-(92,6%) и <sup>6</sup>-{Li}-(7,4%).<ref name="Housecroft3rd">{{Housecroft3rd}}</ref> Он је [[алкални метали|алкални метал]] у другој периоди [[периодни систем елемената|периодном систему елемената]]. Литијум је врло лак метал и има најмању густину међу свим чврстим елементима (у стандардним условима).
Због своје велике реактивности, у природи се не налази у елементарном стању. На собној температури, само на потпуно сувом ваздуху је постојан дуже време, али врло споро реагује дајући [[литијум нитрид]]. У влажном ваздуху, на површини литијума врло брзо се формира мат сиви слој [[литијум хидроксид]]а. Као и сви алкални метали, елементарни литијум реагује одмах већ при додиру са влагом на кожи те тако може проузроковати тешке опекотине и озледе због нагризања. Многа једињења литијума, која у воденим растворима дају [[јон]]е литијума сматрају се опасним за здравље, за разлику од аналогних једињења [[натријум]]а и [[калијум]]а.
Као микроелемент, литијум у облику својих соли је често саставни део минералних вода. У људском организму налазе се врло мале количине овог елемента. Не сматра се неопходним за живот и нема познате биолошке функције у организму. Међутим, неке соли литијума показују медицинско деловање и употребљавају се у [[Литијум (лек)|литијумској терапији]] при лечењу [[биполарни поремећај|биполарних поремећаја]], манија, депресија и других сличних болести.
== Историја ==
[[Датотека:Arfwedson Johan A.jpg|thumb|250п|лево|[[Johan August Arfwedson|Јохан Август Арфведсон]] је открио литијум]]
Шведски научник [[Јохан Арфведсон]] је открио литијум [[1817]]. године. Он је 1817. приметио присуство неког непознатог елемента у минералу [[петалит]]у (-{Li<sup>[4]</sup>Al<sup>[4]</sup>[Si<sub>4</sub>O<sub>10</sub>]}-), а недуго касније и у [[минерал]]има [[сподумен]]у (-{LiAl[Si<sub>2</sub>O<sub>6</sub>]}-) и [[лепидолит]]у (-{K(Li,Al)<sub>3</sub>[(Al,Si)<sub>4</sub>O<sub>10</sub>](F,OH)<sub>2</sub>}-), након анализе минералних узорака са острва [[Utö, Sweden|Уте]] у [[Шведска|Шведској]]. Његов академски учитељ [[Јакоб Берцелијус]] предложио је назив -{''lithion''}-, изведеницу из грчког λίθος -{''líthos''}-‚ ''камен'', име које је изведено из материјала из којег је изолован, слично као и код других, до тада познатих, алкалних метала [[натријум]]а и [[калијум]]а, а касније се то име усталило у својој латинизираној форми -{''lithium''}-.<ref name="figurowski" /> Немачки [[хемичар]] [[Christian Gmelin|Кристиан Готлоб Гмелин]] приметио је 1818. године да соли литијума боје пламен у црвену боју. Оба научника су наредних година покушавали да добију овај елемент у чистом стању. Ово је успело исте године [[William Thomas Brande|Бранду]] и [[Хамфри Дејви|Дејвију]] помоћу поступка [[електролиза|електролизе]] [[литијум оксид]]а (-{Li<sub>2</sub>O}-). [[Robert Wilhelm Bunsen|Роберт Бунзен]] i [[Augustus Matthiessen|Огастус Матиесен]] успели су 1855. помоћу електролизе [[литијум хлорид]]а (-{LiCl}-) да добију још веће количине елементарног литијумa. Атомску тежину му је одредио [[Teodor Vilijam Ričards|Ричардс]] претварањем литијум-хлорида у [[литијум перхлорат]].<ref name="мелор">Паркес, Г. Д. & Фил, Д. 1973. Мелорова модерна неорганска хемија. [[Научна књига]]. Београд.</ref>
Прва комерцијална производња почела је 1923. у немачкој компанији -{''Metallgesellschaft''}- (данас -{''Chemetall GmbH''}-), где се добијао помоћу електролизе истопљене смесе [[литијум хлорид|литијум-]] (-{LiCl}-) и калијум хлорида (-{KCl}-). Вилхелм Шленк је 1917. синтетисао прво литијуморганско једињење из органских једињења [[жива|живе]].<ref name="elschenbroich" /> Све до краја Другог светског рата, осим употребе као средство за подмазивање (минерално уље са додатком [[литијум стеарат]]а) и у индустрији [[стакло|стакла]] ([[литијум карбонат]] или литијум оксид), готово да и нису постојале апликације у којима се користио литијум. Међутим, то се променило након што је САД-у затребао [[трицијум]] за прављење [[Хидрогенска бомба|хидрогенске бомбе]], а који се може добити из литијума. Почела је знатна производња литијума, а једно од најиздашнијих налазишта био је рудник у близини града [[Кингс Маунтин (Северна Каролина)|Кингс Маунтин]] у Северној Каролини.<ref name="IMR" /> Пошто трицијум има врло кратко [[време полураспада]], неопходне количине литијума су константно расле, па су у САД у периоду од 1953. до 1963. нагомилане огромне залихе овог метала, које су тек након завршетка [[Хладни рат|Хладног рата]] 1993. доспеле на светско тржиште.<ref name="IMR" />
Осим класичних рударских извора, јефтиније добијање литијума је могуће и из сланих вода. Данас се литијум користи у великим количинама за разне сврхе као што је производња батерија, за [[полимеризација|полимеризацију]] еластомера, у грађевинарству, те за органске синтезе у фармацији и аргохемијској индустрији. Од 2007. најважнији сегмент употребе литијума су примарне (такозване „литијумске”) батерије и [[акумулатор]]и (секундарне или [[литијум-јонска батерија|литијум-јонске батерије]]).<ref name="mineralsusgs" />
== Налажење у природи ==
Заступљен је у земљиној кори у количини од 0,0018 %, али је и поред мале процентуалне заступљености веома чест. За разлику од осталих [[Алкални метали|алкалних метала]], литијум се у природи налази у облику [[Силикати|силиката]]. Минерали који га садрже су [[лепидолит]], [[сподумен]], [[амблигонит]] и [[петалит]], од којих неки и служе као полазна [[сировина]] за његово добијање. Највећа лежишта руде литијума су у [[Боливија|Боливији]], [[Чиле]]у, [[Аргентина|Аргентини]], [[Кина|Кини]] и [[Аустралија|Аустралији]].<ref name="reser" /> Пронађен је и у [[пепео|пепелу]] многих [[биљке|биљака]] као што је [[Дуван (род)|дуван]], али и у [[млеко|млеку]] и [[крв]]и.<ref name="мелор"/>
== Добијање ==
{{rut}}
Добија се [[екстракција|екстракцијом]] из минерала на разне начине, али се сви они заснивају или на слабијој [[раствор]]љивости [[литијум карбонат|литијум-карбоната]], а у односу на [[карбонат]]е других [[алкални метали|алкалних метала]] или на растворљивости [[литијум хлорид]]а у [[алкохол]]у. Такође, литијум се може добити електролизом стопљеног литијум хлорида.<ref name="мелор"/>
Iz slanih rastvora koji sadrže литијум, može se istaložiti литијум-karbonat razblaživanjem vodom i dodavanjem [[natrij-karbonat]]a (sode). Zatim se uparava slana voda u zraku sve dok udio литијумa ne pređe 0,5%. Dodavanje natrij karbonata iz nje se počinje taložiti teško rastvorljivi литијум karbonat:
: <math>\mathrm{2\ LiCl \ + Na_2CO_3 \ \longrightarrow \ Li_2CO_3\downarrow +\ 2\ NaCl }</math>.
Neračunajući proizvodnju u SAD, tokom 2008. godine u svijetu je proizvedeno oko 27.400 tona литијумa,<ref name="min" /> a uglavnom se na tržištu prodavao u obliku литијум karbonata (Li<sub>2</sub>CO<sub>3</sub>). Od ove količine 12.000 tona otpada na [[čile]]ansku ''Salar de Atacama'', a gotovo 7.000 tona na australijski rudnik ''Greenbushes''.
Da bi se dobio metalni литијум, prvo se литијум karbonatu mora dodati [[Hlorovodična kiselina|hlorovodična kiselina]]. Pri tome nastaje [[ugljik dioksid]] koji se izdvaja kao gas, te preostaje rastvoreni [[литијум-hlorid]]. Ovaj rastvor se stavlja u [[vakuum]]ski isparivač gdje isparava, sve dok se hlorid ne iskristalizira:
: <math>\mathrm{Li_2CO_3 +\ 2\ H_3O^+ +\ 2\ Cl^- \longrightarrow \ 2\ Li^+ +\ 2\ Cl^- + CO_2\uparrow +\ 3\ H_2O}</math>
Uređaji i oprema koja se koristi za dobijanje литијум-hlorida moraju biti načinjeni iz posebnih vrsta [[čelik]]a ili legura [[nikl]]a, jer slani rastvor djeluje izuzetno korozivno. Metalni литијум se dobija [[elektroliza|elektrolizom]] topivim elektrodama pri temperaturi od 352 °C iz istopljene [[Eutektička tačka|eutektične]] smjese iz 52 masena postotka литијум-hlorida i 48 masena postotka kalij-hlorida:
: <math>\mathrm{Li^+ + \mathrm{e}^- \ \xrightarrow[elektroliza]{352\,^{\circ}C} \ Li}</math>
odnosno:
: <math>\mathrm{KCl + LiCl \ \xrightarrow[elektroliza]{352\,^{\circ}C}\ K + Li + Cl_2}</math>.
Međutim, u procesu elektrolize, kalij se ne izdvaja jer u istopljenom hloridu on ima niži [[elektrodni potencijal]]. Za razliku od njega, tragovi natrija se izdvajaju, te čine литијум izuzetno reaktivnim (što je prednost u [[organska hemija|organskoj hemiji]], ali ne i za Li-baterije). Tečni литијум se skuplja na površini [[elektrolit]]a, te se relatno lahko može izdvojiti iz elektrolitičke ćelije. Литијум je također moguće dobiti i elektrolizom литијум-hlorida u [[piridin]]u. Ova metoda je posebno pogodna za laboratorijsko dobijanje manjih količina литијумa.
== Својства ==
У чистом стању и у одсуству [[ваздух]]а, има сребрнастометални сјај, по чему личи на [[натријум]] и [[калијум]], али од њих је тврђи. Такође, има и вишу тачку топљења, која износи 186 °C, а кључа на око 1.336 °C. [[Густина]] износи свега 0,534 и представља најмању густину од свих чврстих елемената.<ref name="мелор"/> Прилично је испарљив и његова [[пара]] боји [[пламен]] [[Бунзенова грејалица|Бунзенове грејалице]] кармин црвено, што се користи приликом квалитативне анализе његових соли.<ref>Рондовић, Д. 1991. Квалитативна хемијска анализа. [[Научна књига]]: Београд.</ref> Има највећу [[специфична топлота|специфичну топлоту]] од свих елемената и она износи 0,96 на 50 °C. На ваздуху гори бљештавом белом светлошћу попут [[магнезијум]]а, градећи мон[[оксид]], али друге оксиде гради теже. Са [[водоник]]ом се једини на [[црвено усијање|црвеном усијању]] градећи [[литијум-хидрид]], а са [[азот]]ом [[литијум-нитрид]]. Директно се једини и са [[халоген]]има и [[сумпор]]ом и може се рећи да је хемијски активан, али мање од других алкалних метала. Бурно реагује са [[киселина]]ма, а у реакцији са водом се не пали, чак ни ако вода кључа. Тада настаје реакција:<ref name="мелор"/>
:<math>\mathrm{2Li + 2H_2O \longrightarrow \; 2LiOH + H_2}</math>
=== Физичке ===
[[Датотека:Cubic-body-centered.png|thumb|250px|Кристална структура литијума, -{a = 351 pm}-<ref name="Schubert" />]]
Elementarni литијум je srebreno-bijeli, mehki i lahki metal. Na sobnoj temperaturi je najlakši među svim čvrstim elementima ([[gustoća]] 0,534 g/cm<sup>3</sup><ref name="Holleman-Wiberg" />). Samo [[vodik]] u čvrstom stanju pri temperaturi od −260 °C ima manju gustoću od 0,0763 g/cm<sup>3</sup>.<ref name="Holleman-Wiberg" />
Poput drugih alkalnih metala, i литијум se kristalizira u kubičnom, prostorno centriranom, gusto pakovanom [[Kubični kristalni sistem|kristalnom sistemu]] u prostornoj grupi ''I''m<span style="text-decoration:overline">3</span>''m'' sa parametrom rešetke a = 351 pm i dvije formulske jedinice po elementarnoj ćeliji. Na izuzetno niskim [[temperatura]]ma od 78 K mijenja se kristalna struktura spontanim prijelazom bilo u heksagonalnu strukturu tipa magnezija sa parametrima rešetke a = 311 pm i c = 509 pm ili izmjenom u izobličenu kubičnu strukturu tipa [[bakar|bakra]] (kubična plošno centrirana) sa parametrom rešetke a = 438 pm. Tačan uzrok zbog čega se javlja jedna od ovih struktura nije poznat.<ref name="Schubert" />
Литијум među ostalim [[alkalni metali|alkalnim metalima]] ima najviše [[talište|tačke topljenja]] i [[tačka ključanja|ključanja]] kao i najveći [[Specifična toplota|specifični toplotni kapacitet]]. Iako on ima najveću tvrdoću od svih alkalnih metala, može se rezati nožem a njegova [[Mohsova skala tvrdoće|Mohsova tvrdoća]] iznosi 0,6.<ref name="webelements" /><ref name="gale" /> Kao tipičan metal, dobar je provodnik struje (provodljivost oko 18% od provodljivosti bakra<ref name="dtv" />) kao i toplote.
Литијум ispoljava veliki broj sličnosti sa [[magnezij]]em, što se, između ostalog, iskazuje i i činjenici javljanja heterotipskih miješanih kristala od литијумa i magnezija, a koji imaju osobinu izodimorfije. Iako se magnezij najgušće kristalizira heksagonalno, dok se nasuprot njega литијум kristalizira u kubičnu prostorno centriranu kuglastu rešetku, oba metala se mogu ''heterotipski'' miješati.<ref name="malissa" /> Međutim, ovo se dešava samo u vrlo ograničenom rasponu koncentracija, pri čemu kod suviška neke od komponenti, jedna od njih ''nameće'' (prisiljava da promijeni) kristalnu rešetku drugoj.
[[Ion]] литијумa sa −520 kJ/mol<ref name="Binnewies241" /> ima najvišu [[entalpija|entalpiju]] hidratacije među svim ionima alkalnih metala. Stoga se on u [[voda|vodi]] u potpunosti hidratizira i snažno privlači molekule vode. Ion литијумa gradi dvije hidratne ljuske, jednu unutrašnju sa četiri molekule vode, koja je izuzetno snažno povezana sa литијумevim ionom preko svojih atoma kisika, te jednu vanjsku ljusku, koja je povezana sa ionom Li[H<sub>2</sub>O]<sub>4</sub><sup>+</sup> preko "[[vodikova veza|vodikovog mosta"]] sa drugim molekulima vode. Zbog toga je [[ionski radijus]] hidratiziranih iona литијумa veoma velik, veći čak i od nekih iona teških alkalnih metala kao što su [[rubidij]] i [[cezij]], koji u vodenim rastvorima ne grade takvu vrstu snažno vezanih hidratnih ljuski.
[[Datoteka:Dilithium-2D-dimensions.svg|thumb|150п|лево|Луисова формула дилитијума]]
У [[гас|гасовитом]] стању, литијум се не налази у виду појединачних атома, већ у молекуларном стању као дилитијум -{Li}-<sub>2</sub>. На тај начин једновалентни литијум достиже попуњену -{''s''}--атомску орбиталу а тиме и енергетски повољнију ситуацију. [[Дилитијум]] има дужину везе од 267,3 -{pm}- и енергију везе од 101 -{kJ/mol}-.<ref name="winter" />
=== Хемијске ===
[[Датотека:Lithiumnitrid.jpg|thumb|250п|Metalni литијум obložen nitridom zbog kontakta sa zrakom]]
Литијум je, kao i svi drugi alkalni metali, vrlo reaktivan i vrlo lahko reagira sa mnogim elementima i spojevima (poput [[voda|vode]] dajući toplotu). Među svim alkalnim metalima, on je najviše reaktivan. Posebnost, po kojoj se литијум razlikuje od drugih alkalnih metala je njegova reakcija sa molekularnim [[dušik]]om gradeći [[литијум nitrid]], reakcija koja se polahko odvija već i na sobnoj temperaturi:
:<math>\mathrm{6\ Li \ + N_2 \ \xrightarrow{20\,^{\circ}C}\ 2 \ Li_3N }</math>.
Ovo je moguće zbog velike [[gustoća naboja|gustoće naboja]] iona литијумa Li<sup>+</sup> te tako i velike energije rešetke литијум nitrida. Литијум sa -3,04 V<ref name="Binnewies241" /> ima najniži [[elektrodni potencijal]] u cijelom periodnom sistemu, te je stoga i najmanje plemeniti element od svih. Kao i svi alkalni metali, elementarni литијум se može čuvati u [[kerozin]]u (petroleumu) ili [[parafin]]skom ulju, jer u suprotnom reagira sa dušikom i [[kisik]]om iz zraka.
Pošto su radijusi iona литијумa Li<sup>+</sup> i magnezija Mg<sup>2+</sup> slični po veličini, također postoje i određene sličnosti u osobinama литијумa odnosno njegovih spojeva sa [[magnezij]]em ili spojevima magnezija. Ova sličnost u osobinama između dva elementa iz susjednih grupa periodnog sistema poznata je i kao ''dijagonalna veza'' (dijagonalni efekt). Tako литијум, za razliku od [[natrij]]a, gradi mnoge metalnoorganske spojeve (organoлитијумske spojeve), poput [[butil-литијум]]a ili [[metil-литијум]]a. Ista sličnost uočena je i između [[berilij]]a i [[aluminij]]a, kao i između [[bor (element)|bora]] i [[silicij]]a.
=== Izotopi ===
U prirodi se javljaju oba stabilna [[izotop]]a литијумa <sup>6</sup>Li (7,6 %) i <sup>7</sup>Li (92,4 %). Osim njih, poznato je još nekoliko nestabilnih izotopa počev od <sup>4</sup>Li preko <sup>8</sup>Li do <sup>12</sup>Li, koji se mogu dobiti samo vještačkim putem. Njihova [[vrijeme poluraspada|vremena poluraspada]] iznose samo nekoliko milisekundi.<ref name="nndcbnlgov" />
[[Datoteka:Castlebravodiagram.svg|thumb|250п|десно|Reakcije izotopa литијумa i vodika u Castle-Bravo termonuklearnoj bombi. Planirane (expected) i stvarne (got) reakcije izotopa <sup>7</sup>Li]]
Izotop <sup>6</sup>Li ima vrlo važnu ulogu u tehnologiji nuklearne fuzije. Pored uloge u nuklearnim fuzijskim reaktorima, služi i kao polazni materijal za dobijanje [[tricij]]a u hidrogenskoj bombi, koji je neophodan za fuziju sa [[deuterij]]em kojom se proizvodi enormna količina energije. Tricij nastaje u plaštu fuzijskog reaktora (takozvanom ''blanketu'') ili unutar hidrogenske bombe pored helija bombardiranjem литијумa <sup>6</sup>Li [[neutron]]ima, koji nastaju tokom fuzije, a prema sljedećoj nuklearnoj reakciji:
: <math>\mathrm{\,^6 _3Li + n \rightarrow \,^4 _2He + \,^3 _1T + 4{,}78\ MeV}</math>.
Također, moguća je i reakcija
: <math>\mathrm{\,^7 _3Li + n \rightarrow \,^4 _2He + \,^3 _1T + n -2{,}74\ MeV}</math>
ali je ona manje pogodna.
Iz ovog razloga, izotop <sup>6</sup>Li se izdvaja pri proizvodnji литијумa.<ref name="berndde" /> Razdvajanje izotopa se može vršiti naprimjer putem razmjene izotopa литијум[[Amalgam (hemija)|amalgama]] i nekog rastvorenog литијумevog spoja (poput литијум-hlorida u [[etanol]]u). Pri tome se može dostići prinos od oko 50%.<ref name="bauer" />
Izotop <sup>7</sup>Li nastaje u neznatnim količinama u nuklearnim centralama putem nuklearne reakcije izotopa [[bor (element)|bora]] <sup>10</sup>B (korišten kao usporivač neutrona) sa neutronima.<ref name="volkmer" />
: <math>\mathrm{\,^{10} _{\ 5}B + n \rightarrow \,^7 _3Li + \,^4 _2He + \gamma}</math>
Oba izotopa литијумa <sup>6</sup>Li i <sup>7</sup>Li korištena su u eksperimentima sa ultrahladnim kvatnim gasovima. Tako je načinjen i prvi [[Bose-Einsteinov kondenzat]] sa ([[bozon]]) izotopom <sup>7</sup>Li.<ref name="sackett" /> Međutim <sup>6</sup>Li je [[fermion]]<ref name="atomcool" /><ref name="ling" /> te su naučnici 2003. godine uspjeli molekulu ovog izotopa pretvoriti u [[superfluid]].<ref name="selim" />
== Upotreba ==
[[Datoteka:Lithium battery 3.6V.jpg|thumb|250px|Литијумska baterija]]
Najveći dio proizvedenih soli литијумa se ne reducira do metalnog литијумa, već se koristi bilo direktno kao [[литијум-karbonat]], [[литијум-hidroksid]], [[литијум-hlorid]], [[литијум-bromid]] ili se prevodi u neki drugi spoj литијумa. Kao metal, on je neophodan u određenom broju aplikacija, među kojima je najviše u industriji baterija i industriji [[staklo|stakla]] i [[keramika|keramike]]. Najvažniji vidovi upotrebe njegovih spojeva navedeni su u odjeljku „[[#Spojevi|spojevi]]“.
=== Kao metal ===
Dio proizvedenog metalnog литијумa koristi se za dobijanje njegovih spojeva, koji se ne mogu direktno dobiti iz литијум karbonata. To su, u prvom redu, organoлитијумski spojevi poput [[butil-литијум]]a, spojeva литијумa i [[vodik]]a kao [[литијум-hidrid]]a (LiH) ili [[литијум aluminij-hidrid]]a kao i [[литијум-amid]]a. Zbog mogućnosti литијумa da reagira direktno sa [[dušik]]om, koristi se i za uklanjanje tog gasa tamo gdje je to neophodno.
Metalni литијум je izuzetno snažno redukcijsko sredstvo. On reducira mnoge materijale, koji inače ne reagiraju sa drugim redukcijskim sredstvima. Upotrebljava se i za djelomično hidriranje aromatskih spojeva ([[Birchova redukcija]]). U [[metalurgija|metalurgiji]], koristi se za odstranjivanje [[sumpor]]a iz istopljenog [[željezo|željeza]], dezoksidaciju i uklanjanje [[ugljik]]a iz istopljenih metala.
Pošto литијум ima veoma nizak [[Elektrodni_potencijal#Normni_potencijal|normni potencijal]], može se upotrebljavati u baterijama kao [[anoda]]. Takve литијумske baterije imaju vrlo veliku [[gustoća energije|gustoću energije]] a mogu proizvesti posebno visok [[električni napon]]. Treba razlikovati литијумske baterije koje se ne mogu ponovno puniti sa punjivim литијум-ionskim baterijama (akumulatorima), kod kojih se kao katoda koristi metalni oksid литијумa kao naprimjer литијум kobalt oksid a na strani anode koristi se [[grafit]] ili neki spoj na kojem interkaliraju ioni литијумa.<ref name="tremel" />
=== Sastojak legura ===
Литијум se ponekad dodaje drugim metalima pri njihovom [[legura|legiranju]], radi poboljšanja njihovih osobina. Često za u te svrhe budu dovoljne i vrlo malehne količine литијумa. Mnogim supstancama dodavanje литијумa poboljšava otpornost na izvlačenje, tvrdoću i mehaničku elastičnost. Jedan od primjera legura sa литијумem je takozvani ''Bahnmetall'' (njem. ''željeznički metal''), legura [[olovo|olova]] sa oko 0,04% литијумa, koja se koristi u Njemačkoj kao materijal za izradu [[ležaj|valjkastih ležaja]] na željeznicama. Također i u magnezijskim i aluminijskim legurama, литијум se dodaje za poboljšanje mehaničkih osobina. Istovremeno, legure литијумa su vrlo lahke i stoga se često koriste i u avionskoj i svemirskoj tehnici.
=== Istraživanje (atomska fizika) ===
U oblasti [[atomska fizika|atomske fizike]], литијум se vrlo često upotrebljava, jer je kao <sup>6</sup>Li jedini među alkalnim metalima sa stabilnim [[fermion]]skim izotopom, zbog čega je pogodan za istraživanje efekata u ultrahladnim fermionskim kvantnim gasovima. Istovremeno, iskazuje veoma široku Feshbach rezonancu, koja omogućava da se dužina raspršenja između atoma podešava po želji, pri čemu se ne mora posebno precizno održavati [[magnetno polje]] zbog širine [[rezonanca (fizika)|rezonance]].
=== Medicina ===
Već od 1850. литијум se počeo koristiti u medicini zapadnoevropskih zemalja kao sredstvo protiv [[giht]]a. Međutim, nije se pokazao djelotvoran. I drugi vidovi upotrebe литијумevih soli u medicini su također ostali bezuspješni, između ostalih i kao sredstvo protiv infektivnih bolesti.
Tek 1949. australijski fizijatar [[John Cade]] opisao je moguću oblast upotrebe литијумevih soli. On je zamorcima ubrizgavao različite hemijske spojeve, između ostalih i soli литијумa, od čega su oni mnogo slabije reagirali na vanjske podražaje, te su bili mnogo mirniji ali ne i pospani.<ref name="cadej" /> Tek nakon što je isto isprobao i na sebi između 1952. i 1954. Cade je podržao upotrebu литијум karbonata kao lijeka u terapiji depresivnih, [[Shizofrenija|shizofrenih]] i maničnih pacijenata, a nakon provedene opsežne studije na psihijatrijskoj bolnici u [[Risskov]]u ([[Danska]]).<ref name="schoum" /> Time su postavljeni budući temelji današnje terapije литијумem.
== Референце ==
{{reflist
<ref name="dtv">{{Cite book|title=dtv-Atlas Chemie|volume=1|edition=9|publisher=dtv|year=2000|isbn=9783423032179}}</ref>
<ref name="harry">{{Cite book|author=Harry H. Binder|title=Lexikon der chemischen Elemente|publisher=S. Hirzel Verlag|location=Stuttgart|year=1999|isbn=3-7776-0736-3}}</ref>
<ref name="wieser">{{Cite journal|author=Michael E. Wieser |author2=Tyler B. Coplen|title=Atomic weights of the elements 2009 (IUPAC Technical Report)|journal=Pure and Applied Chemistry|year=2010|page=1|doi=10.1351/PAC-REP-10-09-14}}</ref>
<ref name="ludwig">{{Cite book|author=Ludwig Bergmann |author2=Clemens Schaefer |author3=Rainer Kassing|title=Lehrbuch der Experimentalphysik, Band 6: Festkörper|edition=2|publisher=Walter de Gruyter|year=2005|isbn=978-3-11-017485-4|page=361}}</ref>
<ref name="greenwood">{{Cite book|author=N. N. Greenwood |author2=A. Earnshaw|title=Chemie der Elemente|edition=1|publisher=VCH|location=Weinheim|year=1988|isbn=3-527-26169-9|page=97}}</ref>
<ref name="gale">"{{Cite book|chapter=Lithium|url=http://www.highbeam.com/doc/1G2-2830101372.html|title=The Gale Encyclopedia of Science|publisher=Gale|year=2008|pristupdatum=5. 9. 2014|isbn=978-1578516803}}</ref>
<ref name="crc">{{Cite book|editor=Robert C. Weast|title=CRC Handbook of Chemistry and Physics|publisher=CRC (Chemical Rubber Publishing Company)|location=Boca Raton|year=1990|isbn=0-8493-0470-9|pages=E-129 do E-145}}</ref>
<ref name="zhang">{{Cite journal|author=Yiming Zhang |author2=Julian R. G. Evans |author3=Shoufeng Yang|title=Corrected Values for Boiling Points and Enthalpies of Vaporization of Elements in Handbooks|journal=Journal of Chemical & Engineering Data|volume=56|year=2011|pages=328–337|doi=10.1021/je1011086}}</ref>
<ref name="figurowski">{{Cite book|author=N. Figurowski|title=Die Entdeckung der chemischen Elemente und der Ursprung ihrer Namen|publisher=Aulis-Verlag Deubner|location=Köln|year=1981|isbn=3-7614-0561-8|page=135}}</ref>
<ref name="elschenbroich">{{Cite book|author=C. Elschenbroich|title=Organometallchemie|edition=6|publisher=Teubner B.G. Gmbh|location=Leipzig|year=2009|page=16|isbn=9783835192232}}</ref>
<ref name="IMR">{{Cite book|author=Jessica Elzea Kogel|url=https://books.google.de/books?id=zNicdkuulE4C&pg=PA599#v=onepage|title=Industrial minerals & rocks: commodities, markets, and uses|edition=7|publisher=SME|year=2006|isbn=978-0-87335-233-8|page=599}}</ref>
<ref name="mineralsusgs">United States Geological Survey: ''[http://minerals.usgs.gov/minerals/pubs/commodity/lithium/myb1-2007-lithi.pdf Minerals Yearbook 2007: Lithium].'' (PDF), 2007.</ref>
<ref name="min">''[http://minerals.usgs.gov/minerals/pubs/commodity/lithium/mcs-2009-lithi.pdf Lithium na USGS Mineral Resources, 2009] (PDF).''</ref>
<ref name="bauer">{{Cite journal|author=Richard Bauer|title=Lithium – wie es nicht im Lexikon steht|journal=Chemie in unserer Zeit|volume=19|issue=5|year=1985|pages=167–173|doi=10.1002/ciuz.19850190505}}</ref>
<ref name="nndcbnlgov">[http://www.nndc.bnl.gov/amdc/nubase/Nubase2003.pdf The Nubase evaluation of nuclear and decay properties] (PDF, engl.).</ref>
<ref name="berndde">''[http://www.bernd-leitenberger.de/abc-waffen.shtml ABC oružje].''</ref>
<ref name="volkmer">{{Cite book|author=Martin Volkmer|title=Kernenergie Basiswissen|publisher=Inforum|year=2007|isbn=3-926956-44-5|page=39|url=http://www.kernenergie.de/kernenergie-wAssets/docs/service/018basiswissen2007.pdf|format=pdf}}</ref>
<ref name="sackett">C. C. Bradley, C. A. Sackett, J. J. Tollett, R. G. Hulet: ''Evidence of Bose-Einstein Condensation in an Atomic Gas with Attractive Interactions.'' u: ''Physical Review Letters'' 75, br. 9, 1995, str. 1687–1690, {{doi|10.1103/PhysRevLett.75.1687}} ([http://www.physik.uni-oldenburg.de/Docs/theo3/harting/Diplom/Articles/bose1.pdf PDF]).</ref>
<ref name="selim">S. Jochim, M. Bartenstein, A. Altmeyer, G. Hendl, S. Riedl, C. Chin, J. Hecker Denschlag, R. Grimm: ''Bose-Einstein Condensation of Molecules.'' u: ''Science.'' 302, br. 5653, 2003, str. 2101–2103, {{doi|10.1126/science.1093280}}</ref>
<ref name="atomcool">[http://atomcool.rice.edu/?Research:Archive:Fermionic_Studies_in_6Lithium Fermionic Studies in <sup>6</sup>Lithium]</ref>
<ref name="ling">{{Cite book|author=A. V. Ling|year=2006|title=Focus on Boson Research|publisher=Nova Publishers|isbn=9781594545207|page=184}}</ref>
<ref name="Binnewies241">{{Cite book|author=M. Binnewies|title=Allgemeine und Anorganische Chemie|edition=1|publisher=Spektrum Verlag|year=2004|page=241|isbn=978-3827402080}}</ref>
<ref name="Schubert">K. Schubert:'' Ein Modell für die Kristallstrukturen der chemischen Elemente'' u: ''Acta Crystallographica'' 30, 1974, str. 193–204, {{doi|10.1107/S0567740874002469}}.</ref>
<ref name="malissa">H. Malissa: ''Die Trennung des Lithiums vom Magnesium in Lithium-Magnesium-Legierungen.'' u: ''Fresenius’ Journal of Analytical Chemistry.'' 171, br. 4, 1959, str. 281–282, {{doi|10.1007/BF00555410}}.</ref>
<ref name="webelements">[http://www.webelements.com/lithium/physics.html Litijum na stranici webelements.com, fizičke osobine].</ref>
<ref name="Holleman-Wiberg">{{Cite book|author=Arnold F. Holleman |author2=Egon Wiberg |author3=Nils Wiberg|title=Lehrbuch der Anorganischen Chemie|edition=91–100|publisher=de Gruyter|location=Berlin|year=1985|isbn=3-11-007511-3|pages=928–931}}</ref>
<ref name="winter">{{Cite book|author=Mark J. Winter|title=Chemical Bonding|publisher=Oxford University Press|year=1994|isbn=0-19-855694-2}}</ref>
<ref name="reser">[http://minerals.usgs.gov/minerals/pubs/mcs/2011/mcsapp2011.pdf Dodaci]; Po definicijama USGS, bazne rezerve obuhvataju ''one dijelove resursa koji imaju dovoljan potencijal da postanu ekonomski dostupne u okviru planiranih nivoa a izvan onih koji pretpostavljaju dokazane tehnologije i trenutne ekonomije. Bazna rezerva uključuje one resurse koji su trenutno ekonomični (rezerve), granično ekonomični (granične rezerve) i neke od onih koji su trenutno neekonomični (subekonomski resursi).''</ref>
<ref name="tremel">[http://www.ak-tremel.chemie.uni-mainz.de/ChiuZ/Script%20TU%20Graz%20Lithium-Batterien.pdf O litijskim baterijama] na stranici TU Graz (PDF).</ref>
<ref name="cadej">{{Cite journal|author=J. Cade|title=Lithium salts in the treatment of psychotic excitement|journal=Med. J. Australia|volume=36|year=1949|pages=349–352|pmid=18142718}}</ref>
<ref name="schoum">{{Cite book|author=M. Schou|title=Lithiumbehandlung der manisch-depressiven Krankheit|publisher=Thieme|year=2001|isbn=3-13-593304-0}}</ref>
}}
== Спољашње везе ==
{{Commonscat|Lithium}}
* -{[http://www.periodicvideos.com/videos/003.htm Lithium] at ''[[The Periodic Table of Videos]]'' (University of Nottingham)}-
* -{[https://web.archive.org/web/20090817001127/http://www.lithiumalliance.org/ International Lithium Alliance]}-
* -{[http://minerals.usgs.gov/minerals/pubs/commodity/lithium/ USGS: Lithium Statistics and Information]}-
* -{[http://trugroup.com/whitepapers/TRU-Lithium-Outlook-2020.pdf Lithium Supply & Markets 2009 IM Conference 2009 Sustainable lithium supplies through 2020 in the face of sustainable market growth]}-
* -{[https://web.archive.org/web/20080226213021/https://www.mcis.soton.ac.uk/Site_Files/pdf/nuclear_history/Working_Paper_No_5.pdf University of Southampton, Mountbatten Centre for International Studies, Nuclear History Working Paper No5.]}-
{{Периодни систем елемената 2}}
| |||