Литијум

Из Википедије, слободне енциклопедије
Disambig.svg
Уколико сте тражили лек, погледајте чланак литијум карбонат.
Литијум (3Li)
Li - Be
 
H
Li  
Na
 
 
Li-TableImage.png

Литијум покривен белим литијум-хидроксидом
Литијум покривен белим литијум-хидроксидом

Општи подаци
Припадност скупу алкални метали
група, периода IA, 2
густина, тврдоћа 535 kg/m3, 0,6
боја сребрнобела
Особине атома
атомска маса 6,941 u
атомски радијус 145) pm
ковалентни радијус 134 pm
ван дер Валсов радијус 182 pm
електронска конфигурација [He]2s1
e- на енергетским нивоима 2, 1
оксидациони број 1
Особине оксида алкални
Кристална структура регуларна просторно
центрирана
Физичке особине
агрегатно стање чврсто
температура топљења 453,69 K (180,54 °C)
температура кључања 1615 K (1342 °C)
молска запремина 13,02×10-3 m³/mol
топлота испаравања 145,92 kJ/mol
топлота топљења 3 kJ/mol
брзина звука 6000 m/s (293,15 K)
Остале особине
Електронегативност 0,98 (Паулинг)
0,97 (Алред)
специфична топлота 3582 J/(kg*K)
специфична проводљивост 10,8×106 S/m
топлотна проводљивост 84,7 W/(m*K)
I енергија јонизације 520,2 kJ/mol
II енергија јонизације 7298,1 kJ/mol
III енергија јонизације 11815,0 kJ/mol
Најстабилнији изотопи

Литијум (грчки lithos, камен), ознака Li, најлакши од свих познатих метала, редни број 3 у периодном систему елемената, атомске тежине 6,94, специфичне тежине 0,534 (при 20 степени Целзијуса), представља смешу два изотопа 7Li(92,6%) и 6Li(7,4%).[1]

Историја[уреди]

Открио га је Јохан Арфведсон 1817. године. Дат му је назив литијум јер се тада веровало да се може наћи искључиво у саставу минерала. Метал је касније, 1855. изолован електролизом његовог хлорида. Атомску тежину му је одредио Ричардс претварањем литијум-хлорида у литијум-перхлорат.[2]

Налажење у природи[уреди]

Заступљен је у земљиној кори у количини од 0,0018 %, али је и поред мале процентуалне заступљености веома чест. За разлику од осталих алкалних метала, литијум се у природи налази у облику силиката. Минерали који га садрже су лепидолит, сподумен, амблигонит и петалит, од којих неки и служе као полазна сировина за његово добијање. Највећа лежишта руде литијума су у Чилеу, Канади, Француској, Немачкој и САД. Пронађен је и у пепелу многих биљака као што је дуван, али и у млеку и крви.[2]

Добијање[уреди]

Добија се екстракцијом из минерала на разне начине, али се сви они заснивају или на слабијој растворљивости литијум-карбоната, а у односу на карбонате других алкалних метала или на растворљивости литијум-хлорида у алкохолу. Такође, литијум се може добити електролизом стопљеног литијум-хлорида.[2]

Својства[уреди]

У чистом стању и у одсуству ваздуха, има сребрнастометални сјај, по чему личи на натријум и калијум, али је од њих тврђи. Такође, има и вишу тачку топљења, која износи 186 °C, а кључа на око 1.336 °C. Густина износи свега 0,534 и представља најмању густину од свих чврстих елемената.[2] Прилично је испарљив и његова пара боји пламен Бунзенове грејалице кармин црвено, што се користи приликом квалитативне анализе његових соли.[3] Има највећу специфичну топлоту од свих елемената и она износи 0,96 на 50 °C. На ваздуху гори бљештавом белом светлошћу попут магнезијума, градећи моноксид, али друге оксиде гради теже. Са водоником се једини на црвеном усијању градећи литијум-хидрид, а са азотом литијум-нитрид. Директно се једини и са халогенима и сумпором и може се рећи да је хемијски активан, али мање од других алкалних метала. Бурно реагује са киселинама, а у реакцији са водом се не пали, чак ни ако вода кључа. Тада настаје реакција:[2]

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

Референце[уреди]

  1. ^ Housecroft C. E., Sharpe A. G. (2008). Inorganic Chemistry (3rd ed.). Prentice Hall. ISBN 978-0131755536. 
  2. ^ а б в г д Паркес, Г. Д. & Фил, Д. 1973. Мелорова модерна неорганска хемија. Научна књига. Београд.
  3. ^ Рондовић, Д. 1991. Квалитативна хемијска анализа. Научна књига: Београд.

Спољашње везе[уреди]


Литература[уреди]