Lithium

Zdroj: http://www.tabulka.cz/prvky/ukaz.asp?id=3

název Lithium
latinsky Lithium
anglicky Lithium
francouzsky Lithium
německy Lithium
značka Li
protonové číslo 3
relativní atomová hmotnost 6,941
Paulingova elektronegativita 0,98
elektronová konfigurace [He] 2s1
1s22s1
teplota tání 453,69 K, 180,54°C
teplota varu 1615 K, 1342°C
skupina 1 (I.A)
perioda 2
skupenství (při 20°C) pevné
oxidační čísla ve sloučeninách +1

Objevitel

Rok objevu Objevitel
1817 Johan August Arfwedson (1792-1841)

Výskyt

Všechny alkalické kovy jsou vysoce reaktivní, a proto se vykytují pouze ve sloučeninách. Samotné lithium je poměrně vzácný prvek, který v přírodě často doprovází sodík a draslík. Vlastních minerálů vytváří lithium poměrně málo.

Vlastnosti

Lithium je měkký, lehký a stříbrolesklý kov. Všechny alkalické kovy jsou silně elektropozitivní prvky a ze všech chemických prvků mají vůbec nejmenší hodnoty elektronegativity a ionizační energie. Jejich reaktivnost dále stoupá s rostoucím protonovým číslem a i jejich silné redukční vlastnosti rostou od lithia k cesiu (neuvažujeme-li francium). Alkalické kovy také charakteristicky barví plamen, a proto se využívají i při tzv. plamenových zkouškách k důkazu solí alkalických kovů a solí kovů alkalický zemin. Postup při této metodě je následující:
Platinový drátek, na který se nanese malé množství zkoumané látky, se vloží do plamene a podle charakteristické barvy poznáme zda se jedná o alkalický kov, kov alkalických zemin nebo zcela jinou sloučeninu.
Lithium barví plamen karmínově červeně. Sloučeniny alkalických kovů mají převážně iontový charakter.
Na vzduchu se lithium oxiduje, a proto se uchovává v ochranném prostředí (většinou v petroleji). Stejně jako sodík a draslík má nižší hustotu než voda, což znamená, že na vodě plave. Všechny alkalické kovy jsou mimořádně reaktivní a s dalšími prvky reagují přímo, téměř vždy se oxidují a jsou to tedy také silná redukční činidla. S vodíkem reaguje lithium až za mírného zahřátí a za vzniku hydridu lithného (LiH):

2Li + H2 → 2LiH

Reakcí alkalických kovů s kyslíkem vznikají sloučeniny, jejichž typ závisí na velikosti kationtu alkalického kovu. V tomto případě vzniká oxid, ale mohou vznikat i peroxidy (viz. sodík) nebo superoxidy (viz. draslík, rubidium a cesium).

4Li + O2 → 2Li2O

Za vyšších teplot reaguje s molekulovým dusíkem ze všech alkalických kovů právě jenom lithium. V našem případě vzniká nitrid lithný (Li3N):

6Li + N2 → 2Li3N

Všechny alkalické kovy bouřlivě reagují s halogeny za vzniků halogenidů, stejně tak i s vodou za vzniku hydroxidů (v případě lithia vzniká hydroxid lithný - LiOH):

2Li + X2 → 2LiX
2Li + 2H2O → 2LiOH + H2

Z halogenidů ostatních kovů jsou alkalické kovy naopak schopny vyredukovat příslušný kov:

AlCl3 + 3Li → Al + 3LiCl

Průmyslová výroba

Lithium se stejně jako ostatní alkalické kovy připravuje elektrolýzou tavenin halogenidů nebo hydroxidů alkalických kovů. Konkrétně lithium se vyrábí z taveniny chloridu lithného (LiCl). Na železné katodě se vylučuje lithium, na grafitové anodě naopak chlor.

2Li+ + 2e- → 2Li
2Cl- - 2e- → Cl2

Použití

Lithium se využívá převážně jako přísada do slitin ke zlepšení jejich vlastností. Dále se může používat např. na výrobu hydridu lithného (LiH).

Sloučeniny

1. bezkyslíkaté sloučeniny
LiX - halogenidy (X = F, Cl, Br, I)
bezbarvé, iontové a krystalické látky, které mají vysoký bod tání a varu
LiH - hydrid lithný
iontová a tuhá látka; využívá se k výrobě LiAlH4
Li2S - sulfid lithný
rozpustný ve vodě; silně zásaditý charakter
2. kyslíkaté sloučeniny
Li2O - oxid lithný
LiOH - hydroxid lithný
málo hygroskopický; ve vodě taktéž málo rozpustný

Copyright © 1998-2017 Jan Straka (straka@tabulka.cz)
Všechna práva vyhrazena.