Википедија

Литијум — разлика између измена

Интерактиван преглед историје
← Старија изменаНовија измена →
Садржај обрисан Садржај додат
ВизуелноВикитекст
Спашавам 2 извора и означавам 2 мртвим. #IABot (v2.0beta14)
Autobot (разговор | доприноси)
1.572.075 измена
м razne ispravke; козметичке измене
Ред 86:
{{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=
Ред 124:
Нерачунајући производњу у САД, током 2008. године у свету је произведено око 27.400 тона литијума,<ref name="min" /> а углавном се на тржишту продавао у облику литијум карбоната (-{Li<sub>2</sub>CO<sub>3</sub>}-). Од ове количине 12.000 тона отпада на [[чиле]]анску ''Салар де Атакама'', а готово 7.000 тона на аустралијски рудник ''Гринбушес''.
 
Да би се добио метални литијум, прво се литијум карбонату додаје [[хлороводонична киселина]]. При томе настаје [[угљен -диоксид]] који се издваја као гас, те преостаје растворени [[литијум хлорид]]. Овај раствор се ставља у [[вакуум]]ски испаривач где се упарава, све док се хлорид не искристализује:
 
: <math>\mathrm{Li_2CO_3 +\ 2\ H_3O^+ +\ 2\ Cl^- \longrightarrow \ 2\ Li^+ +\ 2\ Cl^- + CO_2\uparrow +\ 3\ H_2O}</math>
Ред 149:
 
[[Датотека:Dilithium-2D-dimensions.svg|thumb|150п|лево|Луисова формула дилитијума]]
У [[гас|гасовитом]]овитом 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&nbsp;-{pm}- и енергију везе од 101&nbsp;-{kJ/mol}-.<ref name="winter" />
 
=== Хемијске ===
Ред 194:
Метални литијум је изузетно снажно редукционо средство. Он редукује многе материјале, који иначе не реагују са другим редукционим средствима. Употребљава се и за делимично хидрирање ароматичних једињења ([[Birch reduction|Бирчова редукција]]). У [[металургија|металургији]], користи се за одстрањивање [[сумпор]]а из истопљеног [[жељезо|жељеза]], дезоксидацију и уклањање [[угљеник]]а из истопљених метала.
 
Пошто литијум има веома низак [[Електродни_потенцијалЕлектродни потенцијал#Нормни_потенцијалНормни потенцијал|електродни потенцијал]], може се употребљавати у батеријама као [[анода]]. Такве литијумске батерије имају врло велику [[густина енергије|густину енергије]], а могу произвести посебно висок [[електрични напон]]. Треба разликовати литијумске батерије које се не могу поновно пунити са пуњивим литијум-јонским батеријама (акумулаторима), код којих се као катода користи метални оксид литијума као на примјер литијум кобалт оксид, а на страни аноде користи се [[графит]] или неко једињење на којем се интеркалирају јони литијума.<ref name="tremel" />
 
=== Састојак легура ===
Ред 205:
Већ од 1850. литијум се почео користити у медицини западноевропских земаља као средство против [[гихт]]а. Међутим, није се показао делотворан. И други видови употребе литијумских соли у медицини су такође остали безуспешни, између осталих и као средство против инфективних болести.
 
Тек 1949. аустралијски физијатар [[John Cade|Џон Кејд]] описао је могућу област употребе литијумових соли. Он је заморцима убризгавао различита хемијска једињења, између осталих и соли литијума, од чега су они много слабије реаговали на вањске подражаје, те су били много мирнији али не и поспани.<ref name="cadej" /> Тек након што је исто испробао и на себи између 1952. и 1954. Кејд је подржао употребу литијум карбоната као лека у терапији депресивних, [[Шизофренија|шизофрених]] и маничних пацијената, а након спроведене опсежне студије на психијатријској болници у [[Орхус|РисковРискову]]у ([[Данска]]).<ref name="schoum" /> Тиме су постављени будући темељи данашње терапије литијумом.
 
== Референце ==
Преузето из „https://sr.wikipedia.org/wiki/Литијум”