Lithium

Lithium
[He]2s1 6,7 Li 3
↓ Periodická tabulka ↓
Lithium v parafínu
Obecné
Název, značka, číslo	Lithium, Li, 3
Cizojazyčné názvy	lat. Lithium
Skupina, perioda, blok	1. skupina, 2. perioda, blok s
Chemická skupina	Alkalické kovy
Koncentrace v zemské kůře	20 až 65 ppm
Koncentrace v mořské vodě	0,18 mg/l
Koncentrace ve vzduchu	0,000524%
Vzhled	Stříbřitě kovová látka
Identifikace
Registrační číslo CAS	7439-93-2
Atomové vlastnosti
Relativní atomová hmotnost	6.941
Atomový poloměr	152 pm
Kovalentní poloměr	128 pm
Van der Waalsův poloměr	182 pm
Elektronová konfigurace	[He]2s1
Oxidační čísla	+I
Elektronegativita (Paulingova stupnice)	0,98
Ionizační energie
První	520,2 KJ/mol
Druhá	7298,1 KJ/mol
Třetí	11815,0 KJ/mol
Látkové vlastnosti
Krystalografická soustava	Krychlová
Molární objem	13,02×10−6 m3/mol
Mechanické vlastnosti
Hustota	534 kg/m3
Skupenství	Pevné
Tvrdost	0,6
Tlak syté páry	100 Pa při 99K
Rychlost zvuku	6000 m/s
Termické vlastnosti
Tepelná vodivost	84,8 W⋅m−1⋅K−1
Termodynamické vlastnosti
Teplota tání	180,54 °C (453,69 K)
Teplota varu	1342 °C (1 615,15 K)
Skupenské teplo tání	3,00 kJ/mol
Skupenské teplo varu	147,1 kJ/mol
Měrná tepelná kapacita	3582 Jkg−1K−1
Elektromagnetické vlastnosti
Elektrická vodivost	1,17×107 S/m
Měrný elektrický odpor	92,8 nΩ·m−1 (20 °C)
Standardní elektrodový potenciál	3,04 V
Magnetické chování	Paramagnetický
Bezpečnost
GHS02 GHS05 [1] Nebezpečí[1]
R-věty	R14/15,R34
S-věty	S1/2,S8,S43,S45
NFPA 704	0 3 2 W
Izotopy
I V (%) S T1/2 Z E (MeV) P 6Li 7,5% je stabilní s 3 neutrony 7Li 92,5% je stabilní s 4 neutrony 8Li umělý 839,9 ms β− 16,004 8Be 9Li umělý 178,3 ms β− 13,606 9Be 11Li umělý 8,75 ms β− 20,551 11Be
Není-li uvedeno jinak, jsou použity jednotky SI a STP (25 °C, 100 kPa).
H ⋏ Li ≻ Beryllium ⋎ Na

Lithium (chemická značka Li) je nejlehčí z řady alkalických kovů, značně reaktivní, stříbřitě lesklého vzhledu.

Jedná se o velmi lehký a měkký kov (ještě měkčí než mastek), který lze krájet nožem. Dobře vede elektrický proud a teplo. Lithium má nejmenší hustotu ze všech pevných prvků, je lehčí než voda a petrolej. S vodou však reaguje, v petroleji se uchovává. Ve srovnání s ostatními kovy má lithium poměrně nízké teploty tání a varu. V plynném lithiu se vyskytují vedle jednoatomových částic i dvouatomové molekuly lithia. Páry lithia mají hnědou barvu. Roztok vzniklý rozpuštěním lithia v kapalném amoniaku má temně modrou barvu.

Přírodní lithium obsahuje cca 7,5 % izotopu ⁶Li a 92,5 % ⁷Li. Poměr izotopů není stálý a závisí na geologických poměrech původního zdroje. Lehčí izotop ⁶Li dobře zachycuje neutrony za vzniku tritia a hélia. Tato reakce ⁶Li je k produkci těžkého vodíkového izotopu využívána, ať už pro civilní potřeby a nebo jako lithiumdeuterid v termonukleární zbrani, kde z lithia v ⁶LiD vznikne tritium a to následně zreaguje s deuteriem za uvolnění velké energie. Těžší izotop ⁷Li má naopak účinný průřez záchytu neutronu malý a soli ⁷Li proto mohou sloužit jako inertní médium v jaderné technologii. ⁷LiOH slouží k alkalizaci chladicí vody v některých typech jaderných reaktorů. Známé jsou např. taveninové palivové kompozice fluoridů uranu, plutonia či nejmoderněji thoria, ve kterých ⁷LiF účinně snižuje bod tání takové směsi, aniž by ze systému vychytával neutrony. Vzhledem k tomu, že rozdíl hmotností obou lithiových izotopů je procentně významný, obohacování lithia vcelku není obtížné. Používají se dvě hlavní metody:

1. využití rozdílné afinity ⁶Li a ⁷Li ke rtuti, kdy se lithný amalgám v protiproudu k vodnému roztoku LiOH obohacuje lehčím izotopem a vodná fáze těžším
2. díky relativně vysoké tenzi par lithia a nízkému bodu varu lze izotopy separovat i modifikovanou destilací, kdy těkající páry jsou obohaceny lehčím izotopem a v tavenině zůstává ⁷Li.

Obě technologie mají pochopitelně původ v poválečném vojenském výzkumu s cílem připravit ⁶LiD pro zbraně a neutrony neabsorbující soli ⁷Li jsou vlastně odpadem.

Lithium se výrazně liší svými vlastnostmi od vlastností ostatních alkalických kovů, ale v mnohém se podobá vlastnostem kovů alkalických zemin. Rychle reaguje s kyslíkem i vodou a v přírodě se s ním proto setkáváme pouze ve formě sloučenin, za vyšší teploty slučuje přímo s dusíkem na nitrid lithný Li₃N. Ze skupiny alkalických kovů je lithium nejméně reaktivní, avšak jako jediný alkalický kov se slučuje za vyšší teploty přímo s uhlíkem na karbid Li₂C₂ a křemíkem na silicid Li₆Si₂. Elementární kovové lithium lze dlouhodobě uchovávat např. překryté vrstvou alifatických uhlovodíků jako petrolej nebo nafta. Lithium se stejně jako i ostatní alkalické kovy vyskytuje pouze v oxidačním stavu Li⁺. Soli lithia barví plamen karmínově červeně.

Bylo objeveno roku 1817 švédským chemikem Johannem Arfvedsonem v nerostu petalitu. Brzy na to bylo lithium dokázáno a objeveno i ve spodumenu a lepidolitu. Podobnost lithia s dalšími již objevenými alkalickými kovy zpozoroval již Johann Arfvedson. Lithium dostalo název z řeckého lithos – kámen. Červené zbarvení plamene lithia pozoroval poprvé Leopold Gmelin roku 1818. Čisté lithium bylo poprvé připraveno Robertem Wilhelmem Bunsenem a Michaelem Matthiessenem v roce 1855 elektrolýzou roztaveného chloridu lithného.

(c) Eurico Zimbres, CC BY-SA 2.5

Ve vesmíru patří lithium přes svoji velmi nízkou atomovou hmotnost mezi poměrně vzácné prvky – na jeden jeho atom připadá přibližně 1 miliarda atomů vodíku. Při termonukleárních reakcích horkých hvězd vzniká totiž jen přechodně a brzy se zpětně štěpí na lehčí prvky. Lithium na Zemi tudíž nepochází z protoplanetárního disku (na rozdíl od většiny prvků), ale vznikalo až jaderným rozpadem těžších kovů.

V zemské kůře je lithium obsaženo v množství 20–60 mg/kg, mořská voda vykazuje průměrný obsah lithia 0,18 mg/l v podobě rozpuštěných solí. Kvůli velké elektropozitivitě se Lithium vyskytuje jen ve sloučeninách jako příměs různých hornin (rudy lithia obsahují okolo 1–6 % lithia). Nejznámější minerály obsahující lithium jsou aluminosilikáty lepidolit KLi₂[AlSi₃O₆(OH,F)₄](OH,F)₂, spodumen LiAl[Si₂O₆], trifylin LiFe[PO₄], petalit (Li,Na)AlSi₄O₁₀, amblygonit: (Li,Na)Al(PO₄)(F,OH) a cinvaldit: KLiFeAl[AlSi₃O₁₀(F,OH)₂].

Největší rezervy lithia v roce 2017 (podle The United States Geological Survey)^[5] a jejich stav k r. 2022^[6]: 1. Argentina 9,8 mil. t → 20 mil. t, 2. Bolívie 9 mil. t → 21 mil. t, 3. Chile 8,4 mil. t → 11 mil. t, 4. Čína 8,4 mil. t → 6,8 mil. t, 5. Austrálie 5 mil. t → 7,9 mil. tun, t.j. celkové světové známé zásoby suroviny narostly, nejvíce pak v USA, které se s 12 mil. tun dostaly na třetí místo na světě.

Polovina známých zásob lithia leží v Bolívii na dně solných pánví – největší z nich je Salar de Uyuni. Těžba tzv. „bílého zlata“ v Jižní Americe vyžaduje mnoho vody a ohrožuje tak místní obyvatele.^[7] Extraktivismus má pak koloniální podobu.^[8] V ČR se zásoby odhadují na 1 milión tun, ale vytěžitelná může být zhruba desetina.^[9] V Srbsku jsou 2 miliony tun a těžit se začne roku 2028.^[10]

Producenti podle zemí (2022)^[6]: 1. Austrálie 61 tis. t, 2. Chile 39 tis. t, 3. Čína 19 tis. t, 4. Argentina 6,2 tis. t, 5. Brazílie 2,2 tis. t ... Těžební společnosti nicméně většinou jak v Austrálii, tak v Jižní Americe, či Kongu patří čínským firmám (až do 100 % akcií). V červnu 2023 byla oznámena investice ruského Rosatomu v Bolivii, jejímž výsledkem má být těžba 25 tis. t lithia pro produkci vlastních autobaterií v Rusku^[11] (gigafactory se staví v Kaliningradské oblasti^[12]). Roku 2024 bylo oznámeno, že frakování může být významným zdrojem lithia.^[13]

Lithium je přítomné v tělech rostlin, živočichů a dalších organismů jen ve stopovém (extrémně nízkém) množství a pravděpodobně tam chemicky vystupuje podobně, jako jiné alkalické kovy přítomné v těle. V lidské krvi je přítomno lithium v koncentraci pouhých cca 70 nmol/litr.^[14] Je sporné, zda má pro funkci organizmu nějaký význam; koncentrace lithia, které se používají k léčbě maniodepresivity, jsou o 3–4 řády vyšší, než je jeho přirozená koncentrace v krvi. Při experimentálním krmení zvířat potravou s nízkým obsahem lithia byly pozorovány některé vývojové poruchy a snížený věk dožití.^[14][15] Lithium také v nízkých koncentracích stimuluje růst rostlin, některé druhy ho však pravděpodobně aktivně zakoncentrovávají ve svých pletivech až do hladiny 1 mg/g váhy.^[16] Rozbor izotopů lithia ve fosilizovaných kostech pravěkých obratlovců i v kostech recentních obratlovců může být významnou metodou pro jejich výzkum, a to z hlediska ekologie i potravních návyků.^[17]

Při výrobě se vychází z rudy spodumenu, který se zahřívá na 1 100 °C, aby došlo ke změně modifikace, která má menší hustotu. Ta se promývá kyselinou sírovou při 250 °C a z výluhu se získává síran lithný. Ten reaguje s uhličitanem sodným za vzniku nerozpustného uhličitanu lithného, který je následně rozpuštěn v kyselině chlorovodíkové za vzniku chloridu lithného.

Kovové lithium lze průmyslově nejsnáze připravit elektrolýzou roztaveného chloridu lithného, protože je čistý chlorid nejlépe získatelný a má relativně nízkou teplotu tání. K přípravě lithia je možno použít i snadněji tavitelnou směs chloridu lithného a chloridu draselného.

Železná katoda 2 Li⁺ + 2 e⁻ → 2 Li

Grafitová anoda 2 Cl⁻ → Cl₂ + 2 e⁻

V laboratoři lze k přípravě lithia použít i elektrolýzu chloridu lithného rozpuštěného v pyridinu.

• Elementární lithium se uplatňuje v jaderné energetice, kde v jistých typech reaktorů slouží roztavené lithium k odvodu tepla z reaktoru.

• V současné době patří lithiové baterie (lithiový článek) a akumulátory (lithium-iontový akumulátor) k velmi perspektivním prostředkům pro dlouhodobější uchování elektrické energie a jejich využití v elektronice stále silně roste. Elektrody akumulátoru obsahují na záporné elektrodě slitinu Li/Si, na kladné elektrodě je FeS_x a jako elektrolyt se používá roztavený LiCl/KCl při 400 °C. Tento akumulátor je nejběžnější typ, ale vyvíjí se další nové typy. Lithiové akumulátory se využívají v elektromobilech a automobilech s hybridními motory.

  

• Organické soli lithia se používají ve farmaceutickém průmyslu jako součásti uklidňujících léků tlumících afekt.

• Lithium je přísadou pro výrobu speciálních skel a keramik, především pro účely jaderné energetiky, ale i pro konstrukci hvězdářských teleskopů.

• Mimořádně silných hygroskopických vlastností a nízké relativní hmotnosti hydroxidu lithného se využívá k pohlcování oxidu uhličitého z vydýchaného vzduchu v ponorkách a kosmických lodích.

• Slitiny lithia s hliníkem, kadmiem, mědí a manganem jsou velmi lehké a současně značně mechanicky odolné a používají se při konstrukci součástí letadel, družic, kosmických lodí a ložiskových kovů. Slitina lithia s hořčíkem a hliníkem se používá na pancéřové desky, které jsou součástí družic a raket a má složení 14 % lithia, 1 % hliníku a 85 % hořčíku.

• Oxid lithný a hydroxid lithný slouží k přípravě práškovitých fotografických vývojek. Hydrid lithný se používá k přípravě vodíku pro vojenské a meteorologické účely. Látky jako tetrahydridohlinitan lithný LiAlH₄ a organolithná činidla se používají v organické chemii jako velmi známá redukční činidla.

• Citronan lithný – použití v medicíně podobně jako uhličitan lithný
• Síran lithný – použití v medicíně podobně jako uhličitan lithný
• Orotát lithný – použití v medicíně podobně jako uhličitan lithný
• Jantaran lithný – použití v medicíně jako dermatologikum při léčbě seboroické dermatitidy
• Stearát lithný se používá jako zahušťovadlo a želatinová látka k převádění olejů na plastická maziva. Tato maziva mají velkou odolnost vůči vodě, mají dobré nízkoteplotní vlastnosti (−20 °C) a velmi dobrou stálost při vyšších teplotách (> 150 °C). Tato zahušťovadla se připravují z hydroxidu lithného a přírodních tuků.

• Uhličitan lithný Li₂CO₃ se používá při výrobě porcelánu jako tavidlo ve smaltech a při výrobě speciálních bezpečnostních skel a jako lék profylakticky ke kupírování manické fáze bipolární deprese (maniodepresivní psychózy). V poslední době se začalo používat uhličitanu lithného při výrobě hliníku, protože výrazně snižuje teplotu tání bauxitu a zvyšuje průtok elektrického proudu.

• Hydrid lithný LiH je bílá krystalická látka, na suchém vzduchu, na rozdíl od ostatních hydridů alkalických kovů, je velmi stálý (nereaguje s žádnou složkou vzduchu), má vyšší teplotu tání a varu. S vodou reaguje hydrid lithný velmi bouřlivě za vzniku hydroxidu lithného a vodíku. Hydrid lithný se připravuje reakcí mírně zahřátého lithia ve vodíkové atmosféře

• Oxid lithný Li₂O je bílá krystalická látka s vysokými teplotami tání a varu. Vzniká reakcí lithia s kyslíkem, a to i za pokojové teploty. Je však značně znečištěn peroxidem lithným Li₂O₂. Proto se pro přípravu čistého oxidu lithného používá termický rozklad hydroxidu lithného, uhličitanu lithného nebo dusičnanu lithného.

• Hydroxid lithný LiOH je bílá krystalická látka, středně silně zásaditá, která se na rozdíl od ostatních alkalických hydroxidů rozpouští ve vodě a lihu o poznání hůře. Vzniká reakcí oxidu lithného s vodou nebo reakcí kovového lithia s vodou, která je poměrně bouřlivá a exotermní, kromě uvedeného hydroxidu lithného při ní dochází ve vývoji plynného vodíku.

• S dusíkem reaguje lithium za zvýšené teploty velmi snadno za vzniku nitridu lithného Li₃N. Uvedené reakce se využívá k odstraňování dusíku z plynů. Nitrid lithný se vodou štěpí na oxid lithný, který okamžitě reaguje s vodou za vzniku hydroxidu lithného, a amoniaku

• Tetrahydridohlinitan lithný LiAlH₄ je jednou z nejpoužívanějších sloučenin lithia, která při styku s kyselinami uvolňuje atomární vodík a nachází tak využití jako hydrogenační a velmi účinné redukční činidlo.

Lithné soli jsou ze solí alkalických kovů obecně nejméně rozpustné ve vodě (paradox u lithných solí tvoří chlorečnan lithný, který je nejrozpustnější anorganickou látkou ve vodě – 313,5 g ve 100 ml při 18 °C). Naproti tomu se však lithné soli velmi dobře rozpouští v jiných polárních rozpouštědlech než voda (například kapalný amoniak nebo etanol).

• Fluorid lithný LiF je bílá, práškovitá látka, která se nerozpouští ve vodě. Připravuje se reakcí uhličitanu lithného nebo hydroxidu lithného s kyselinou fluorovodíkovou.

• Chlorid lithný LiCl je bílá krystalická látka, která se rozplývá na vzduchu a velmi dobře rozpouští ve vodě, lihu i směsi lihu a etheru a jiných polárních organických rozpouštědlech. Připravuje se reakcí uhličitanu lithného nebo hydroxidu lithného s kyselinou chlorovodíkovou.

• Bromid lithný LiBr i jodid lithný LiI jsou bílé, ve vodě dobře rozpustné, krystalické látky. Jsou to silně hygroskopické látky, a proto s používají jako náplně exikátorů. Připravují se rozpouštěním uhličitanu lithného nebo hydroxidu lithného v kyselině bromovodíkové popř. kyselině jodovodíkové.

• Dusičnan lithný LiNO₃ je bezbarvá, na vzduchu rozplývavá krystalická látka. Je to docela dobře rozpustná lithná sůl. Připravuje se působením kyseliny dusičné na uhličitan lithný nebo hydroxid lithný.

• Uhličitan lithný Li₂CO₃ je to bílá práškovitá látka. Je jediný nerozpustný uhličitan alkalického kovu. Vzniká srážením roztoku lithné soli roztokem rozpustného uhličitanu nebo reakcí hydroxidu lithného s oxidem uhličitým.

• Síran lithný Li₂SO₄ je bezbarvá krystalická látka, která se snadno rozpouští ve vodě a tvoří podvojné soli. Vzniká reakcí uhličitanu lithného nebo hydroxidu lithného s kyselinou sírovou, používá se v medicíně podobně jako uhličitan lithný.

Mezi organické sloučeniny lithia patří zejména lithné soli organických kyselin a lithné alkoholáty. K dalším lithným sloučeninám patří organické komplexy lithných sloučenin – komplexy s crown ethery (koronandy), a kryptáty. Zcela zvláštní skupinu organických lithných sloučenin tvoří organokovové sloučeniny.

Kovové lithium je hodně reaktivní, a oxiduje i na vzduchu. Aby se tomuto jevu zabránilo, uchovává se obvykle v petroleji. Při manipulaci s lithiem se musejí používat ochranné rukavice, aby lithium nezreagovalo na povrchu kůže s vodou na hydroxid lithný, který je velice nebezpečný.

Při vdechování prachu kovového lithia dochází k podráždění či až k bolesti nosu a dýchacích cest, dále taky může vzniknout plicní edém.

• Cotton F. A., Wilkinson J.: Anorganická chemie, souborné zpracování pro pokročilé, ACADEMIA, Praha 1973
• Holzbecher Z.:Analytická chemie, SNTL, Praha 1974
• Jursík F.: Anorganická chemie nekovů. 1. vyd. 2002. ISBN 80-7080-504-8
• Dr. Heinrich Remy, Anorganická chemie 1. díl, 1. vydání 1961
• N. N. Greenwood – A. Earnshaw, Chemie prvků 1. díl, 1. vydání 1993 ISBN 80-85427-38-9

• Obrázky, zvuky či videa k tématu lithium na Wikimedia Commons
• Slovníkové heslo lithium ve Wikislovníku
• Encyklopedické heslo Lithium v Ottově slovníku naučném ve Wikizdrojích
• Galerie lithium na Wikimedia Commons
• České lithium - průvodce možnou těžbou lithia v České republice