Litijs: ķīmiskais elements

Tā simbols ir Li un kārtas numurs periodiskajā tabulā ir 3 un tas ir vieglākais pazīstamais metāls. Tas ir sārmu metāls, jo ir ķīmiski ļoti aktīvs (reaģē ar gaisa skābekli un ūdeni), tāpēc brīvā veidā dabā nav sastopams. Litijs ir ķīmiski vismazāk aktīvais sārmu metāls. Dabā, savienojumu veidā litijs ir sastopams vairākos minerālos. Tāpat kā visi sārmu metāli, litijs savienojumos var būt tikai vienvērtīgs.

Litijs
3 1 2 Li 6,941 g/mol [He]2s1
Parafīna eļļā uzglabāti litija gabaliņi
Oksidēšanas pakāpes	+1
Elektronegativitāte	0,98
Blīvums	535 kg/m3
Kušanas temperatūra	453,69 K (180,54 °C)
Viršanas temperatūra	1615 K (1342 °C)

Litiju atklājis zviedru ķīmiķis un mineralogs Johans Augusts Arfvedsons 1817. gadā minerālā petalītā (Li,Na)[Si₄AlO₁₀], vēlāk arī spodumenā LiAl[Si₂O₆] un lepidolītā KLi_1.5Al_1.5[Si₃AlO₁₀](F,OH)₂. Metālisku litiju pirmais ieguvis Hamfrijs Deivijs 1825. gadā. No tā, ka litijs tika atklāts minerālos jeb "akmeņos" cēlies arī elementa nosaukums (grieķu: λίθος (lithos) - akmens). Nosaukumu ieteicis Jakobs Bercēliuss.

Zemes garozā ir apmēram 0,002% litija pēc atomu skaita un tas nav uzskatāms par retu elementu. Svarīgākie litija minerāli ir spodumens, lepidolīts un ambligonīts.

Izotopi

92,7% dabā atrodamā litija ir izotops ⁷Li. Otrs stabilais litija izotops ir ⁶Li (7,3%). Mākslīgi iegūti vairāki radioaktīvi litija izotopi.

 

Galvenās litija ieguves vietas atrodas Dienvidamerikas sālsezeros. 50% no pasaulē iegūstamā litija tiek iegūti Bolīvijā, vienā vienīgā izžuvušā sālsezerā.

Litiju iegūst, elektrolizējot litija hlorīda LiCl un KCl kausējumu.

Kā vienkārša viela litijs ir sudrabaini balts, mīksts metāls. Veido eitektiskus maisījumus ar magniju, alumīniju, cinku un citiem metāliem.

Litijs ir tipisks sārmu metāls, tomēr pēc dažām īpašībām atgādina magniju (tā saucamā diagonālā līdzība periodiskajā sistēmā). Litijam galvenokārt raksturīga jonu saites veidošana, bet litijorganiskajos savienojumos tas veido kovalento saiti. Litija koordinācijas skaitlis jonu savienojumos mēdz būt lielāks nekā 4. Litija katjonam ir nelieli izmēri un liela solvatācijas enerģija.

Litijs lielās ķīmiskās aktivitātes dēļ tieši reaģē ar gaisa skābekli un slāpekli, veidojot litija oksīda Li₂O un litija nitrīda Li₃N apsūbējumu uz virsmas. Tādēļ to var uzglabāt tikai hermētiski noslēgtos traukos zem vazelīna vai parafīna slāņa. Paaugstinot temperatūru virs 200 °C, litijs aizdegas, bet halogēnus saturošā atmosfērā tas uzliesmo jau istabas temperatūrā. Karsējot litijs tieši savienojas ar daudziem nemetāliem, piemēram, sēru, oglekli, ūdeņradi un spēj degt pat CO₂ atmosfērā, atņemot tam skābekli.

Litijs enerģiski reaģē ar ūdeni un skābēm, izdaloties ūdeņradim.

Litijs plaši tiek pielietots mobilo telefonu, elektromobiļu un portatīvo datoru akumulatoru ražošanā. Neliela litija daudzuma pievienošana sakausējumiem uzlabo to īpašības, piemēram, palielina alumīnija sakausējumu mehānisko un korozijas izturību un vara elektrovadītspēju. Litiju-6 izmanto atomenerģētikā tritija iegūšanai. Izkausēts litijs ir labs siltuma pārnesējs kodolreaktoros.

• N. Ahmetovs. Neorganiskā ķīmija. R:, Zvaigzne, 1978, 555.-558. lpp.

•   Vikikrātuvē par šo tēmu ir pieejami multivides faili. Skatīt: Litijs.

• Latvijas Nacionālās enciklopēdijas šķirklis
• Encyclopædia Britannica raksts (angliski)
• Brockhaus Enzyklopädie raksts (vāciski)
• Krievijas Lielās enciklopēdijas raksts (krieviski)
• Encyclopædia Universalis raksts (franciski)
• Enciklopēdijas Krugosvet raksts (krieviski)

Ķīmisko elementu periodiskā tabula

H

He

Li

Be

B

C

N

O

F

Ne

Na

Mg

Al

Si

P

S

Cl

Ar

K

Ca

Sc

Ti

V

Cr

Mn

Fe

Co

Ni

Cu

Zn

Ga

Ge

As

Se

Br

Kr

Rb

Sr

Y

Zr

Nb

Mo

Tc

Ru

Rh

Pd

Ag

Cd

In

Sn

Sb

Te

I

Xe

Cs

Ba

La

Ce

Pr

Nd

Pm

Sm

Eu

Gd

Tb

Dy

Ho

Er

Tm

Yb

Lu

Hf

Ta

W

Re

Os

Ir

Pt

Au

Hg

Tl

Pb

Bi

Po

At

Rn

Fr

Ra

Ac

Th

Pa

U

Np

Pu

Am

Cm

Bk

Cf

Es

Fm

Md

No

Lr

Rf

Db

Sg

Bh

Hs

Mt

Ds

Rg

Cn

Nh

Fl

Mc

Lv

Ts

Og

Sārmu metāli

Sārmzemju metāli

Lantanīdi

Aktinīdi

Pārejas metāli

Citi metāli

Pusmetāli

Citi nemetāli

Halogēni

Cēlgāzes