– ← lit → beryl | |||||||||||||||||||||||||||||||
Wygląd | |||||||||||||||||||||||||||||||
srebrzystobiały | |||||||||||||||||||||||||||||||
| |||||||||||||||||||||||||||||||
![]() Widmo emisyjne litu | |||||||||||||||||||||||||||||||
Ogólne informacje | |||||||||||||||||||||||||||||||
Nazwa, symbol, l.a. |
lit, Li, 3 | ||||||||||||||||||||||||||||||
---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
Grupa, okres, blok | |||||||||||||||||||||||||||||||
Stopień utlenienia |
I | ||||||||||||||||||||||||||||||
Właściwości metaliczne | |||||||||||||||||||||||||||||||
Właściwości tlenków |
silnie zasadowe | ||||||||||||||||||||||||||||||
Masa atomowa | |||||||||||||||||||||||||||||||
Stan skupienia |
stały | ||||||||||||||||||||||||||||||
Gęstość |
535 kg/m³ | ||||||||||||||||||||||||||||||
Temperatura topnienia | |||||||||||||||||||||||||||||||
Temperatura wrzenia | |||||||||||||||||||||||||||||||
Numer CAS | |||||||||||||||||||||||||||||||
PubChem | |||||||||||||||||||||||||||||||
| |||||||||||||||||||||||||||||||
| |||||||||||||||||||||||||||||||
| |||||||||||||||||||||||||||||||
| |||||||||||||||||||||||||||||||
Jeżeli nie podano inaczej, dane dotyczą warunków normalnych (0 °C, 1013,25 hPa) |
Lit (Li, z gr. λίθος lithos ‛skała’) – pierwiastek chemiczny o liczbie atomowej 3[8]. W czystej postaci jest miękkim, srebrnobiałym metalem. Należy do grupy metali alkalicznych (litowców). W warunkach standardowych jest najlżejszym metalem i pierwiastkiem o najniższej gęstości w fazie stałej. Jak wszystkie pierwiastki grupy I jest wysoce reaktywny i palny. W związku z tym najczęściej przechowuje się go w olejach mineralnych, ewentualnie w atmosferze gazów obojętnych (w przypadku litu są to gazy szlachetne – najczęściej argon lub hel). Po przecięciu lit ma metaliczny połysk, ale kontakt z wilgotnym powietrzem prowadzi do korozji, zmieniającej powierzchnię na srebrnoszarą, matową, a następnie, wraz z postępem korozji, na całkowicie czarną lub z licznymi czarnymi plamami.
Z powodu wysokiej reaktywności lit nie występuje w naturze w stanie wolnym, a jedynie w postaci związków, które zwykle mają budowę jonową. Występuje w wielu pegmatytach oraz wodzie morskiej, gdyż kation litowy (Li+
) jest dobrze rozpuszczalny. Najczęściej otrzymuje się go z solanek i glin. Przemysłowo lit uzyskuje się poprzez wydzielanie za pomocą elektrolizy z mieszaniny chlorku litu i chlorku potasu.
Jądro litu jest na granicy stabilności, ponieważ oba stabilne izotopy występujące w przyrodzie mają jedne z najniższych energii wiązań jądra atomowego (na nukleon) ze wszystkich stabilnych jąder atomowych. Względnie mała stabilność powoduje, że lit występuje rzadziej w Układzie Słonecznym od 25 z pierwszych 32 pierwiastków układu okresowego, pomimo małej masy atomowej[9]. Z podobnych powodów lit jest ważnym pierwiastkiem w fizyce jądrowej. Przemiana jąder litu w jądra helu w 1932 roku była pierwszą w pełni dokonaną przez człowieka reakcją jądrową, a wodorek litu 7
Li2
H służy jako paliwo jądrowe w kontrolowanych syntezach termojądrowych[10].
Lit i jego związki mają wiele różnorakich zastosowań przemysłowych, w tym w produkcji szkła i ceramiki żaroodpornej, wytrzymałych stopów używanych w lotnictwie, ogniw litowych i akumulatorów litowo-jonowych. Te trzy zastosowania zużywają ponad połowę światowej produkcji litu.
Choć śladowe ilości litu są obecne we wszystkich organizmach, nie ma on wyraźnej funkcji biologicznej. Zwierzęta i rośliny mogą żyć bez niego w zdrowiu. Jednak pobocznych funkcji litu w organizmach nie wykluczono. Kation litu Li+
podawany w postaci jednej z soli jest używany jako stabilizator nastroju w leczeniu choroby afektywnej dwubiegunowej.
<ref>
. Brak tekstu w przypisie o nazwie CRCHandbook
<ref>
. Brak tekstu w przypisie o nazwie PubChem
<ref>
. Brak tekstu w przypisie o nazwie Aldrich-US
<ref>
. Brak tekstu w przypisie o nazwie Aldrich
<ref>
dla grupy o nazwie „uwaga”, ale nie odnaleziono odpowiedniego znacznika <references group="uwaga"/>