Litijum

Iz Vikipedije, slobodne enciklopedije
Skoči na: navigacija, pretraga
Disambig.svg
Ukoliko ste tražili lek, pogledajte članak litijum karbonat.
Litijum (3Li)
Li - Be
 
H
Li  
Na
 
 
Li-TableImage.png

Litijum pokriven belim litijum-hidroksidom
Litijum pokriven belim litijum-hidroksidom

Opšti podaci
Pripadnost skupu alkalni metali
grupa, perioda IA, 2
gustina, tvrdoća 535 kg/m3, 0,6
boja srebrnobela
Osobine atoma
atomska masa 6,941 u
atomski radijus 145) pm
kovalentni radijus 134 pm
van der Valsov radijus 182 pm
elektronska konfiguracija [He]2s1
e- na energetskim nivoima 2, 1
oksidacioni broj 1
Osobine oksida alkalni
Kristalna struktura regularna prostorno
centrirana
Fizičke osobine
agregatno stanje čvrsto
temperatura topljenja 453,69 K (180,54 °C)
temperatura ključanja 1615 K (1342 °C)
molska zapremina 13,02×10-3 m³/mol
toplota isparavanja 145,92 kJ/mol
toplota topljenja 3 kJ/mol
brzina zvuka 6000 m/s (293,15 K)
Ostale osobine
Elektronegativnost 0,98 (Pauling)
0,97 (Alred)
specifična toplota 3582 J/(kg*K)
specifična provodljivost 10,8×106 S/m
toplotna provodljivost 84,7 W/(m*K)
I energija jonizacije 520,2 kJ/mol
II energija jonizacije 7298,1 kJ/mol
III energija jonizacije 11815,0 kJ/mol
Najstabilniji izotopi

Litijum (grčki lithos, kamen), oznaka Li, najlakši od svih poznatih metala, redni broj 3 u periodnom sistemu elemenata, atomske težine 6,94, specifične težine 0,534 (pri 20 stepeni Celzijusa), predstavlja smešu dva izotopa 7Li(92,6%) i 6Li(7,4%).[1]

Istorija[uredi]

Otkrio ga je Johan Arfvedson 1817. godine. Dat mu je naziv litijum jer se tada verovalo da se može naći isključivo u sastavu minerala. Metal je kasnije, 1855. izolovan elektrolizom njegovog hlorida. Atomsku težinu mu je odredio Ričards pretvaranjem litijum-hlorida u litijum-perhlorat.[2]

Nalaženje u prirodi[uredi]

Zastupljen je u zemljinoj kori u količini od 0,0018 %, ali je i pored male procentualne zastupljenosti veoma čest. Za razliku od ostalih alkalnih metala, litijum se u prirodi nalazi u obliku silikata. Minerali koji ga sadrže su lepidolit, spodumen, ambligonit i petalit, od kojih neki i služe kao polazna sirovina za njegovo dobijanje. Najveća ležišta rude litijuma su u Čileu, Kanadi, Francuskoj, Nemačkoj i SAD. Pronađen je i u pepelu mnogih biljaka kao što je duvan, ali i u mleku i krvi.[2]

Dobijanje[uredi]

Dobija se ekstrakcijom iz minerala na razne načine, ali se svi oni zasnivaju ili na slabijoj rastvorljivosti litijum-karbonata, a u odnosu na karbonate drugih alkalnih metala ili na rastvorljivosti litijum-hlorida u alkoholu. Takođe, litijum se može dobiti elektrolizom stopljenog litijum-hlorida.[2]

Svojstva[uredi]

U čistom stanju i u odsustvu vazduha, ima srebrnastometalni sjaj, po čemu liči na natrijum i kalijum, ali je od njih tvrđi. Takođe, ima i višu tačku topljenja, koja iznosi 186 °C, a ključa na oko 1.336 °C. Gustina iznosi svega 0,534 i predstavlja najmanju gustinu od svih čvrstih elemenata.[2] Prilično je isparljiv i njegova para boji plamen Bunzenove grejalice karmin crveno, što se koristi prilikom kvalitativne analize njegovih soli.[3] Ima najveću specifičnu toplotu od svih elemenata i ona iznosi 0,96 na 50 °C. Na vazduhu gori blještavom belom svetlošću poput magnezijuma, gradeći monoksid, ali druge okside gradi teže. Sa vodonikom se jedini na crvenom usijanju gradeći litijum-hidrid, a sa azotom litijum-nitrid. Direktno se jedini i sa halogenima i sumporom i može se reći da je hemijski aktivan, ali manje od drugih alkalnih metala. Burno reaguje sa kiselinama, a u reakciji sa vodom se ne pali, čak ni ako voda ključa. Tada nastaje reakcija:[2]

\mathrm{2Li + 2H_2O \longrightarrow \; 2LiOH + H_2}

Reference[uredi]

  1. ^ Housecroft C. E., Sharpe A. G. (2008). Inorganic Chemistry (3rd ed.). Prentice Hall. ISBN 978-0131755536. 
  2. ^ a b v g d Parkes, G. D. & Fil, D. 1973. Melorova moderna neorganska hemija. Naučna knjiga. Beograd.
  3. ^ Rondović, D. 1991. Kvalitativna hemijska analiza. Naučna knjiga: Beograd.

Spoljašnje veze[uredi]


Literatura[uredi]