Литиум

Од Википедија — слободната енциклопедија
Прејди на: содржини, барај
Литиум  (3Li)
Lithium paraffin.jpg
Литиум како плива во масло
Spectrum Lines of Li.png
Спектрални линии на литиумот
Општи својства
Име и симбол литиум (Li)
Изглед сребреникаво бела
Литиумот во периодниот систем
Водород (диатомски неметал)
Хелиум (благороден гас)
Литиум (алкален метал)
Берилиум (земноалкален метал)
Бор (металоид)
Јаглерод (полиатомски неметал)
Азот (диатомски неметал)
Кислород (диатомски неметал)
Флуор (диатомски неметал)
Неон (благороден гас)
Натриум (алкален метал)
Магнезиум (земноалкален метал)
Алуминиум (слаб метал)
Силициум (металоид)
Фосфор (полиатомски неметал)
Сулфур (полиатомски неметал)
Хлор (диатомски неметал)
Аргон (благороден гас)
Калиум (алкален метал)
Калциум (земноалкален метал)
Скандиум (преоден метал)
Титан (преоден метал)
Ванадиум (преоден метал)
Хром (преоден метал)
Манган (преоден метал)
Железо (преоден метал)
Кобалт (преоден метал)
Никел (преоден метал)
Бакар (преоден метал)
Цинк (преоден метал)
Галиум (слаб метал)
Германиум (металоид)
Арсен (металоид)
Селен (полиатомски неметал)
Бром (диатомски неметал)
Криптон (благороден гас)
Рубидиум (алкален метал)
Стронциум (земноалкален метал)
Итриум (преоден метал)
Циркониум (преоден метал)
Ниобиум (преоден метал)
Молибден (преоден метал)
Технициум (преоден метал)
Рутениум (преоден метал)
Родиум (преоден метал)
Паладиум (преоден метал)
Сребро (преоден метал)
Кадмиум (преоден метал)
Индиум (слаб метал)
Калај (слаб метал)
Антимон (металоид)
Телур (металоид)
Јод (диатомски неметал)
Ксенон (благороден гас)
Цезиум (алкален метал)
Бариум (земноалкален метал)
Лантан (лантаноид)
Цериум (лантаноид)
Празеодиум (лантаноид)
Неодиум (лантаноид)
Прометиум (лантаноид)
Самариум (лантаноид)
Европиум (лантаноид)
Гадолиниум (лантаноид)
Тербиум (лантаноид)
Диспрозиум (лантаноид)
Холмиум (лантаноид)
Ербиум (лантаноид)
Тулиум (лантаноид)
Итербиум (лантаноид)
Лутециум (лантаноид)
Хафниум (преоден метал)
Тантал (преоден метал)
Волфрам (преоден метал)
Рениум (преоден метал)
Осмиум (преоден метал)
Иридиум (преоден метал)
Платина (преоден метал)
Злато (преоден метал)
Жива (преоден метал)
Талиум (слаб метал)
Олово (слаб метал)
Бизмут (слаб метал)
Полониум (слаб метал)
Астат (металоид)
Радон (благороден гас)
Франциум (алкален метал)
Радиум (земноалкален метал)
Актиниум (актиноид)
Ториум (актиноид)
Протактиниум (актиноид)
Ураниум (актиноид)
Нептуниум (актиноид)
Плутониум (актиноид)
Америциум (актиноид)
Кириум (актиноид)
Берклиум (актиноид)
Калифорниум (актиноид)
Ајнштајниум (актиноид)
Фермиум (актиноид)
Менделевиум (актиноид)
Нобелиум (актиноид)
Лоуренциум (актиноид)
Радерфордиум (преоден метал)
Дубниум (преоден метал)
Сиборгиум (преоден метал)
Бориум (преоден метал)
Хасиум (преоден метал)
Мајтнериум (непознати хемиски својства)
Дармштатиум (непознати хемиски својства)
Рентгениум (непознати хемиски својства)
Копернициум (преоден метал)
Унунтриум (непознати хемиски својства)
Флеровиум (слаб метал)
Унунпентиум (непознати хемиски својства)
Ливермориум (непознати хемиски својства)
Унунсептиум (непознати хемиски својства)
Унуноктиум (непознати хемиски својства)
H

Li

Na
хелиумлитиумберилиум
Атомски број 3
Стандардна атомска тежина (Ar) 6,94[1] (6,938–6,997)[2]
Категорија   алкален метал
Група и блок I група (алкални), s-блок
Периода II периода
Електронска конфигурација [He] 2s1
по обвивка
2, 1
Физички својства
Фаза цврста
Точка на топење 453,65 K ​(180,50 °C)
Точка на вриење 1603 K ​(1330 °C)
Густина близу с.т. 0,534 g/cm3
кога е течен, при т.т. 0,512 g/cm3
Критична точка 3220 K, 67 MPa (изведена)
Топлина на топење 3,00 kJ/mol
Топлина на испарување 136 kJ/mol
Моларен топлински капацитет 24,860 J/(mol·K)
парен притисок
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
при T (K) 797 885 995 1144 1337 1610
Атомски својства
Оксидациони степени +1 ​(силно базен оксид)
Електронегативност Полингова скала: 0,98
Енергии на јонизација I: 520,2 kJ/mol
II: 7298,1 kJ/mol
II: 11815,0 kJ/mol
Атомски полупречник емпириски: 152 pm
Ковалентен полупречник 128±7 pm
Ван дер Валсов полупречник 182 pm
Разни податоци
Кристална структура ​телоцентрична коцкеста
Брзина на звукот тенка прачка 6000 m/s (при 20 °C)
Топлинско ширење 46 µm/(m·K) (при 25 °C)
Топлинска спроводливост 84,8 W/(m·K)
Електрична отпорност 92,8 nΩ·m (при 20 °C)
Магнетно распоредување парамагнетно
Модул на растегливост 4,9 GPa
Модул на смолкнување 4,2 GPa
Модул на збивање 11 GPa
Мосова тврдост 0,6
Бринелова тврдост 5 MPa
CAS-број 7439-93-2
Историја
Откриен Јохан Арфведсон (1817)
Првпат издвоен Вилијам Томас Бренд (1821)
Најстабилни изотопи
Главна статија: Изотопи на литиумот
изо ПР полураспад РР ЕР (MeV) РП
6Li 7,5% 6Li е стабилен со 3 неутрони
7Li 92,5% 7Li е стабилен со 4 неутрони
Уделот на 6Li може да биде само 3,75% во
природните примероци. Така, уделот на 7Li
има удел до 96,25%.
· наводи

Литиумот (од грчки литос, со значење камен, бидејќи бил откриен во петалит) е хемиски елемент со хемиски симбол Li и атомски број 3. Литиумот е еден од само четирите елементи за кои е теоретизирано дека настанале во првите три минути од постоењето на универзумот преку процес наречен нуклеосинтеза во Големата експлозија. Тој се наоѓа во групата 1 од периодниот систем, меѓу алкалните метали и е најсветлиот цврст елемент.

Во својата чиста форма, литиумот не се наоѓа природно на Земјата. Тој е мек, сребренобел метал. Литиумот реагира со кислородот од воздухот, со што го формира црниот литиум оксид (Li2O). Затоа, тој мора да се чува под покривка на нафта за да се спречи оваа оксидациска хемиска реакција. Тој поцрнува и оксидира многу брзо во Земјината атмосфера и вода. Литиумовиот метал се употребува првенствено во топлоспроводните апликации, батериите (воглавно батерии од мобилни телефони и фотоапарати), куќни уреди како што се тостери и микробранови печки и во легури како оние кои се користат за конструкција на авиони. Литиумовите соединенија се употребуваат во фармацијата како класа на лекови за стабилизирање на расположението, невролошки ефект на литиумовиот јон Li+.

Основни карактеристики[уреди | уреди извор]

Иако се наоѓа во првата група на периодниот систем, литиумот пројавува и некои својства на земноалкалните метали од втората група. Како и сите алкални метали, тој има еден валентен електрон, кој може брзо да го изгуби за да постане позитивен јон. Поради ова, литиумот лесно реагира со водата и не се јавува како слободен елемент на Земјата. Како и да е, тој е помалку реактивен отколку хемиски сличниот натриум.

Литиумот е доволно мек за да се расече со нож, без разлика на тоа што ова е значително многу потешко отколку сечењето на натриум. Свежиот метал е сребрен по боја и брзо поцрнува во воздухот. Литиумот има само половина од специфичната гравитација на водата. Металот плови високо во јаглеводороди како резултат на неговата мала густина.

Кога е сместен над пламен, литиумот дава силна црвена боја, но кога силно согорува, пламенот постанува брилијантно бел. Литиумот ќе се усвити и согори кога е изложен на вода и водена пареа во кислород. Тој е единствениот метал кој реагира со азотот при собна температура. Литиумот има висок специфичен топлински капацитет од 3582 J/(kg·K) и голем температурен досег во својата течна состојба, што го прави корисна хемикалија.

Литиумовиот метал е запалив и потенцијално експлозивен кога е изложен на воздух, а особено на вода, без разлика на тоа што е далеку помалку опасен отколку другите алкални метали во оваа смисла. Реакцијата помеѓу литиумот и водата при нормални температури е брза, но не и екстремно брза. Литиумовиот оган е тешко да се изгасне, за што се потребни посебни хемикалии.

Металот од литиум е корозивен и потребно е посебно ракување со него за да се избегне допир со кожата. Самиот метал е обично помалку ризичен за ракување отколку каустичниот хидроксид кој се произведува кога тој е во контакт со влага. Литиумот треба да се чува во нереактивно соединение, како што се нафтата или јаглеводородите.

Кај луѓето, литиумовите соединенија не играат природна биолошка улога и се сметаат за токсични. Меѓутоа, литиумот изгледа е есенцијален елемент застапен во траги кај козите и, можеби, кај стаорците. Кога се користи како лек, концентрацијата на Li+ во крвта мора внимателно да се контролира.

Наоѓање[уреди | уреди извор]

Литиумови сачми (покриени со бел литиум хидроксид).

На Земјата, литиумот е доста распространет, но поради неговата реактивност не се наоѓа во својата слободна форма. Во контекст на неговото име, литиумот формира помал дел од речиси сите магматски карпи и исто така може да се најде во многу природни слатини. Лититумот е триесет и првиот најзастапен елемент, кој се наоѓа главно во минералите сподумен, лепидолит, петалит и амблигонит. Во просек, Земјината кора се состои 65 делови на милион (ppm) литиум.

Од крајот на Втората светска војна, производството на литиумовиот метал значајно се зголеми. Овој метал се одвојува од другите елемнти во магматски минерали како тие наведени погоре, а исто така се екстрахира од водата од минералните извори.

Електролитички, металот се произведува од смеса на фузиран литиум и калиум хлорид. Во 1998, цената му достигнала 95 US$ по kg. Моментално, Чиле е водечкиот произведувач на литиум во светот, по кој следи Аргентина. Двете земји го добиваат литиумот од соленоводни басени. Во САД, литиумот на сличен начин се добива од соленоводни басени во Невада.

Изотопи[уреди | уреди извор]

Природно постоечкиот литиум се состои од 2 стабилни изотопи 6Li и 7Li, при што 7Li е најзастапен (92.5% природна застапеност). Седум радиоизотопи се карактеризирани, од кои најстабилен е 8Li со полуживот од 838 ms и 9Li со полураспаѓање од 178,3 ms. Сите останати радиоизотопи имаат полуживоти помали од 8,6 милисекунди. Изотопот на литиумот кој најкратко живее е 4Li, а се распаѓа преку протонска емисија и има полураспаѓање од 7.58043x10-23 s.

7Li е еден од примордијалните елементи (примордијални изотопи), произведен во Биг Бенг нуклеосинтезата (мала количина на 6Li исто така се произведува во ѕвездите). Литиумовите изотопи фракционираат постепено за време на многу природни процеси, вклучувајќи ги минералната формација (хемиско таложење), метаболизмот и јонската размена. Литиумовиот јон се заменува за магнезиум и железо во октаедарските места во глината, каде 6Li се преферира над 7Li, што резултира во збогатување на светлиот изотоп при процесите на хиперфилтрација и карпеста алтерација.

Интересен изотоп е екстремно нестабилниот 11Li, кој е поминува низ нуклеарен венец од два неутрона.

Надворешни врски[уреди | уреди извор]

  1. Conventional Atomic Weights 2013. Commission on Isotopic Abundances and Atomic Weights
  2. Standard Atomic Weights 2013. Commission on Isotopic Abundances and Atomic Weights