| |
| 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
>> rozepsat |
| 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 |
|
verze pro tisk
diskusní skupiny
(8)
|
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
|
English version
