Літій

Матеріал з Вікіпедії — вільної енциклопедії.
Перейти к навигации Перейти к поиску

Шаблон:Перенаправлено Шаблон:Перенаправлено Шаблон:Картка:Хімічний елемент Шаблон:Елемент періодичної системи Лі́тій (хімічний символ — Шаблон:Хі фо, лат. Lithium) — хімічний елемент з атомним номером 3, який належить до 1-ї групи (за старою класифікацією — головної підгрупи I групи), 2-го періоду періодичної системи хімічних елементів, та є першим представником лужних металів.

Також, лі́тій (Шаблон:Хі фо) — проста речовина, яку утворює хімічний елемент літій — (за нормальних умов) дуже легкий (найлегший), м'який, сріблясто-білий, хімічно активний метал.

Вміст у земній корі — 6,5·10−3 мас.%. Природний Li складається з двох стабільних ізотопів (6, 7 (основний)). Утворює ряд сполук Li(І), переважно йонних, але зв'язок С–Li у літійорганічних сполуках ковалентний. Відомо близько 30 природних літієвих мінералів, здебільшого силікатів і фосфатів, але видобувають літій переважно зі сподумену LiAl[Si2O6], що містить 6-7,5 % Li2O. Основні промислові запаси зосереджено в ропі соляних озер. Літій застосовують у термоядерних реакціях, у металургії, електротехнічній, керамічній та хімічній промисловості. Входить до складу деяких легких сплавів. Сполуки літію застосовують при виготовленні скла, емалей, а також у медицині.

Історія

Коли Гемфрі Деві виробляв свої знамениті досліди по електролізу лужних земель, про існування літію ніхто й не підозрював. Літієва лужна земля була відкрита лише в 1817 р талановитим шведським хіміком-аналітиком, одним з учнів Берцеліуса — Арфведсоном. Перед тим у 1800 році бразильський мінералог де Андрада е Сільва, здійснюючи наукову подорож по Європі, знайшов у Швеції два нових мінерали, названих ним петалітом і сподуменом, причому перший з них через кілька років був знову відкритий на острові Уте.

Арфведсон зацікавився петалітом (Li, Na)[Si4AlO10], провівши повний його аналіз, він виявив незрозумілу спочатку втрату близько 4 % речовини. Повторюючи аналізи більш ретельно, він встановив, що в петаліті міститься «вогнепостійнний луг досі невідомої природи». Арфведсон продовжував проводити дослідження і виявив літієву землю, або літину, і в деяких інших мінералах (наприклад у сподумені LiAl[Si2O6] і в лепідоліті KLi1,5Al1,5[Si3AlO10](F, OH)2). Але виділити хімічний елемент в чистому вигляді йому не вдалося, він був дуже активним і отримати його було важкою справою. Дуже невелику кількість металевого літію було отримано Гемфрі Деві та Бранде в 1818 році шляхом злектролізу лугу[1]. І тільки у 1855 році Бунзен та Маттессен розробили промисловий спосіб отримання металевого літію електролізом хлориду літію.

Походження назви

Свою назву цей метал отримав через те, що на відміну від калію і натрію цей луг уперше був виявлений у «царстві мінералів» — «каменях» (грец. λίθος — камінь). Сучасну назву було запропоновано Берцеліусом.

Поширення

Літій — типовий елемент земної кори (вміст 3,2·10−3 % по масі), він накопичується в найбільш пізніх продуктах диференціації магми — пегматитах. У мантії мало літію — в ультраосновних породах всього 5·10−5 % (в основних 1,5·10−3 %, середніх — 2·10−3 %, кислих 4·10−3 %). Близькість іонних радіусів Li+, Fe2+ і Mg2+ дозволяє літію входити до ґраток магнезіально-залізистих силікатів — піроксенів і амфіболів. У гранітоїдах він міститься у вигляді ізоморфної домішки в слюдах. Тільки в пегматитах і в біосфері відомо 28 самостійних мінералів літію (силікати, фосфати та інші). Всі вони рідкісні. У біосфері літій мігрує порівняно слабо, роль його в живій речовині менше, ніж інших лужних металів. З вод він легко витягується глинами, його відносно мало в Світовому океані (1,5·10−5 %). Промислові родовища літію пов'язані як з магматичними породами (пегматити, пневматоліти), так і з біосферою (солоні озера).

Геохімія

За геохімічними властивостями літій належить до багатоіонних літофільних елементів, серед яких також калій, рубідій і цезій. Вміст літію у верхній континентальній корі становить 21 г/т, в морській воді 0,17 мг/л[2].

Основні мінерали літію — слюда лепідоліт KLi1,5Al1,5[Si3AlO10] (F, OH) 2 і піроксен сподумен — LiAl [Si2O6]. Коли літій не утворює самостійних мінералів, він ізоморфно заміщує калій у поширених породоутворюючих мінералах.


Родовища та ресурси

Виробництво і розвідані запаси літію
(на 2011) в тонах[3]
Країна Виробництво Запаси
[[Файл:Шаблон:Прапор Аргентина|20x13px|Аргентина]] [[Шаблон:Назва країни Аргентина]] 3.200 850.000
[[Файл:Шаблон:Прапор Австралія|20x13px|Австралія]] [[Шаблон:Назва країни Австралія]] 9.260 970.000
[[Файл:Шаблон:Прапор Бразилія|20x13px|Бразилія]] [[Шаблон:Назва країни Бразилія]] 160 64.000
[[Файл:Шаблон:Прапор Канада|20x13px|Канада]] [[Шаблон:Назва країни Канада]] 480 180.000
[[Файл:Шаблон:Прапор Чилі|20x13px|Чилі]] [[Шаблон:Назва країни Чилі]] 12.600 7.500.000
[[Файл:Шаблон:Прапор Китай|20x13px|Китай]] [[Шаблон:Назва країни Китай]] 5.200 3.500.000
[[Файл:Шаблон:Прапор Португалія|20x13px|Португалія]] [[Шаблон:Назва країни Португалія]] 820 10.000
[[Файл:Шаблон:Прапор Зімбабве|20x13px|Зімбабве]] [[Шаблон:Назва країни Зімбабве]] 470 23.000
Земля 34.000 13.000.000

Родовища літію належать до рідкометальних гранітних інтрузій, у зв'язку з якими розвиваються літієносні пегматити або гідротермальні комплексні родовища, що містять також олово, вольфрам, вісмут та інші метали. Варто особливо відзначити специфічні породи онгоніти — граніти з магматичним топазом, високим вмістом флуору та води, і винятково високими концентраціями різних рідкісних елементів, зокрема літію.

Інший тип родовищ літію — ропа деяких сильносолоних озер.

Джерела промислового видобутку літію: рідкіснометалічні гранітні пегматити (на початку XXI ст. — бл. 25 % розвіданих запасів і 55 % видобутку), літійвмісна ропа соляних озер (бл. 75 % запасів і 45 % видобутку), нетрадиційні — гекторитові глини (у США), води нафто-газоконденсатних родовищ.

Виявлені світові ресурси літію складають близько 13 млн т. З них 760 тис. т знаходиться у США. На 2001 р. світові запаси літію, за оцінками Геологічного бюро США, становили 400 тис. т, база запасів — 9400 тис. т (без урахування Аргентини, Китаю, Португалії та країн СНД). Найбільші запаси має Чилі — 3000 тис. т (літієносна ропа), у Канаді і Австралії знаходиться відповідно 180 і 150 тис. т літію в гранітних пегматитах. Також родовища мають Болівія (Солончак Уюні — найбільше у світі[4]), Аргентина, Конго, Китай (озеро Чаб'єр-Цака), Бразилія, Сербія та ін[5][6].

Україна має значні запаси літію, пов'язані з рідкіснометалічними гранітними пегматитами протерозою. У Західному Приазов'ї розвідані родовища Крута Балка і Шевченківське. У центральній частині Українського щита, у Шполяно-Ташлицькому рудному районі — родовища Полохівське, Станкуватське, «Надія» і прояв Липнязький. Найперспективнішим вважається Полохівське літієве (петалітові руди) родовище (Кіровоградська область). У 1994 році Мінпромом України запропоновано підготувати до промислового освоєння Шевченківське родовище літієвих руд у Донецькій області. Проведено оцінку і складено ТЕО розробки Полохівського родовища літію. Це може не тільки забезпечити потреби у літії різних галузей промисловості, але і збільшити її експортний потенціал.

Орієнтовно щорічні потреби України у карбонаті літію становлять (у перерахунку на метал) 100—200 т. Прогнозується збільшення потреб у петалітовому концентраті для виробництва спеціального скла і кераміки — на десятки тис. тонн.

Ізотопи

Докладніше: Ізотопи літію
Файл:Lityumatomu.jpg
Схема атому літію-6 (ізотопу літію) — навколо 3-х протонів та 3-х нейтронів в центрі, рухаються 3 електрони

Природний літій складається з двох стабільних ізотопів: 6Li (7,5 %) і 7Li (92,5 %); у деяких зразках літію ізотопне співвідношення може бути значно порушено внаслідок природного або штучного фракціонування ізотопів. Це слід мати на увазі при точних хімічних дослідах з використанням літію або його сполук. Також відомо ще 7 штучних радіоактивних ізотопів літію і два ядерних ізомери (масові числа від 4Li до 12Li та 10m1Li − 10m2Li відповідно). Найстійкіший з них, 8Li, має період напіврозпаду 0,8403 с. Екзотичний ізотоп 3Li (трипротон), мабуть, не існує як зв'язана система.

7Li є одним з небагатьох ізотопів, що утворилися під час первинного нуклеосинтезу (тобто невдовзі після Великого Вибуху[7]), а не лише в зірках. В кількості не більше 10−9 від усіх елементів[8][9]. Деяка кількість ізотопу 6Li, як мінімум у десять тисяч разів менша, ніж 7Li, також утворено в первинному нуклеосинтезі[7]. Приблизно в десять разів більше 7Li утворилися в зоряному нуклеосинтезі.

Літій є проміжним продуктом реакції ppII, але при високих температурах активно перетворюється в два ядра гелію-4[10][11] (через 8Be).

Визначення

Файл:FlammenfärbungLi.png
Карміново-червоне забарвлення полум'я солями літію

Якісно літій виявляють по карміново-червоному забарвленню полум'я пальника летючими сполуками літію та по найбільш чітко виразних спектральних лініях літію: 670,78 і 610,36 нм. Кількісно літій визначають полум'яно-фотометричними (При вмісті літію в пробі 0,1-10 %), спектрографічними і гравиметричними методами. В останньому випадку літій відокремлюють від інших лужних металів у вигляді LiCl екстракцією безводним ацетоном, після відділення LiCl переводять в Li2SO4, який прожарюють і зважують. Літій визначають також фотометрично за допомогою хіназолінів (при вмісті літію в пробі 4.10−4−6.10−2%), флуорометричено — за допомогою 5,7-дібром-8-гідроксихіноліну (межа виявлення 0,1 мкг/мл літію).[12]

Фізичні властивості

Файл:Lithium element.jpg
Шматок чистого літію плаваючий на поверхні оливи

Літій — сріблясто-білий метал, м'який і пластичний, твердіше натрію, але м'якше свинцю. Його можна обробляти пресуванням і плющенням, легко витягується в дріт.

При кімнатній температурі металевий літій має кубічну об'емноцентрованную ґратку (координаційне число 8), просторова група Im3m, параметри комірки a = 0,35021 нм, Z = 2. Нижче 78 К стійкою кристалічною формою є гексагональна щільноупакована структура, в якій кожен атом літію має 12 найближчих сусідів, розташованих в вершинах кубооктаедра. Кристалічна ґратка відноситься до просторової групі P63/mmc, параметри a = 0,3111 нм, c = 0,5093 нм, Z = 2.

З усіх лужних металів літій характеризується найвищими температурами плавлення і кипіння (180,54 і 1340 °C, відповідно), у нього найнижча густина при кімнатній температурі серед всіх металів (0,533 г/см³, майже в два рази менше густини води). Внаслідок своєї низької густини літій спливає не тільки у воді, але і, наприклад, в гасі[13].

Маленькі розміри атома літію призводять до появи особливих властивостей металу. Наприклад, він змішується з натрієм тільки при температурі нижче 380 °C і не змішується з розплавленими калієм, рубідієм і цезієм, в той час як інші пари лужних металів змішуються один з одним в будь-яких співвідношеннях.

Хімічні властивості

Конфігурація зовнішньої електронної оболонки атома літію 2s1; у всіх відомих з'єднаннях він одновалентний.

Реагує з водою (дає LiOH + H2), галогенами, азотом, з воднем (дає гідрид LiH при 500 ºС), тільки йому серед лужних металів властиві нерозчинні карбонати й флуориди. Взаємодіє з киснем (оксид Li2O), утворення пероксидних сполук при окисненні не характерне, Li2O2 утворюються непрямо.

Літій хоча і є лужним металом, однак відносно стійкий на повітрі. Він є найменш активним лужним металом, і тому з сухим повітрям (і навіть з сухим киснем) при кімнатній температурі практично не реагує. Але все ж потихеньку окислюється з утворенням темного нальоту продуктів взаємодії:

<math>\mathrm{4Li + O_2 \longrightarrow 2Li_2O}</math>;
<math>\mathrm{6Li + N_2 \longrightarrow 2Li_3N}</math>

З цієї причини літій є єдиним лужним металом, який не зберігають в гасі (до того ж густина літію настільки мала, що він буде в ньому плавати) і може нетривалий час зберігатися на повітрі. У вологому повітрі поволі реагує з азотом та іншими газами, що знаходяться в повітрі, перетворюючись на нітрид літію Li3N, гідроксид літію і карбонат Li2CO3. У кисні при нагріванні горить, перетворюючись на оксид літію Li2O (пероксид Li2O2 виходить тільки непрямим шляхом). Температура самозаймання на повітрі знаходиться в районі 300 °C. Продукти горіння подразнюють слизову оболонку носоглотки. При горінні літій та його солі забарвлюють полум'я в карміново-червоний колір, що є якісною ознакою для визначення літію, це встановив німецький хімік Леопольд Гмелін у 1818 році. Цікава особливість літію в тому, що в інтервалі температур від 100 °C до 300 °C він покривається щільною оксидною плівкою, і надалі не окислюється. На відміну від інших лужних металів, що дають стабільні надпероксиди і озоніди, надпероксид і озонід літію — нестабільні з'єднання. Оксид літію Li2O — біла тверда речовина — являє собою типовий лужний оксид. Li2O активно реагує з водою з утворенням гідроксиду літію LiOH. Цей гідроксид отримують електролізом водних розчинів LiCl:

<math>\mathrm{2LiCl + 2H_2O \longrightarrow 2LiOH + Cl_2 \uparrow + H_2 \uparrow}</math>

Також в вільному стані літій спокійно, без вибуху і загоряння, реагує з водою, утворюючи LiOH і H2. LiOH — сильна основа, але вона відрізняється за властивостями від гідроксидів інших лужних металів. Гідроксид літію поступається їм у розчинності. При прожаренні гідроксид літію втрачає воду:

<math>\mathrm{2LiOH \longrightarrow Li_2O + H_2O}</math>

Велике значення в синтезі органічних і неорганічних сполук має гідрид літію LiH, який утворюється при взаємодії розплавленого літію з воднем (H):

<math>\mathrm{2Li + H_2 \longrightarrow 2LiH}</math>

LiOH — іонна сполука, будова кристалічної ґратки якої схожа на будову кристалічної ґратки хлориду натрію (NaCl). Гідрид літію можна використовувати як джерело водню для наповнення аеростатів і рятувального спорядження (надувних човнів і т. ін.), так як при його гідролізі утворюється велика кількість водню (1 кг LiH дає 2,8 м3 H2):

<math>\mathrm{LiH + H_2O \longrightarrow LiOH + H_2 \uparrow}</math>

Він також знаходить застосування при синтезі різних гідридів, наприклад, борогідріду літію:

<math>\mathrm{BCl_3 + 4LiH \longrightarrow Li[BH_4] + 3LiCl}</math>

Мінеральні кислоти енергійно розчиняють Li (стоїть першим у ряді напруг, його нормальний електродний потенціал Li/Li+ має найбільше негативне значення (E°298 = -3,045 B) в порівнянні зі стандартними електродними потенціалами інших металів, це обумовлено великою енергією гідратації маленького іона Li+, що значно зміщує рівновагу в бік іонізації металу). Реагує також з етиловим спиртом, і з аміаком. При контактах з галогенами літій самозаймається при звичайних умовах (з йодом — тільки при нагріванні), утворюючи галогеніди (найважливіший — хлорид літію). Подібно магнію (Mg), нагрітий літій здатний горіти в CO2:

<math>\mathrm{4Li + CO_2 \longrightarrow C + 2Li_2O}</math>

При нагріванні з сіркою літій дає сульфід Li2S. З азотом літій повільно реагує вже при кімнатній температурі, енергійно — при 250 °С з утворенням нітриду Li2N. З фосфором літій безпосередньо не взаємодіє, але в спеціальних умовах можуть бути отримані фосфіди. Нагрівання літію з вуглецем призводить до отримання карбіду Li2C2, з кремнієм — силіцид літію. Бінарні сполуки літію — Li2О, LiH, Li3N, Li2C2, LiCl та інші, а також LiOH досить реакційноздатні; при нагріванні або плавленні вони руйнують багато металів, порцеляну, кварц та інші матеріали. Карбонат, фторид LiF, фосфат Li3PO4 та інші сполуки літію за умовами утворення і властивостями близькі до відповідних похідним магнію і кальцію. З'єднання літію — солі — як правило, безбарвні кристалічні речовини. За хімічною поведінкою солі літію трохи нагадують аналогічні з'єднання магнію (Mg) або кальцію (Ca). Погано розчиняються у воді фторид LiF, карбонат Li2CO3, фосфат Li2PO4, добре розчинний хлорат літію LiClO3 — це, мабуть, одна з найбільш добре розчинних сполук в неорганічній хімії (при 18 °C в 100 г води розчиняється 313,5 г LiClO3).

Літій утворює з'єднання з частково ковалентним зв'язком Li-C, — тобто літійорганічні сполуки. Наприклад, при реакції йодбензолу C6H5I з літієм в органічних розчинниках протікає реакція:

Файл:Butyllithium-hexamer-from-xtal-3D-balls-A.png
Гексамер н-бутиллітію — літійорганічної сполуки
<math>\mathrm{C_6H_5I + 2Li \longrightarrow C_6H_5Li + LiI}</math>

Літій відіграє велику роль в органічному синтезі. Тому численні літійорганічні сполуки широко використовуються в органічному синтезі і як каталізатори.

Літій — компонент багатьох сплавів. З деякими металами (Mg, Zn, Al) він утворює тверді розчини значної концентрації, з багатьма — інтерметалідами (LiAg, LiHg, LiMg2, LiAl і баг. ін.). Останні часто вельми тверді і тугоплавкі, лише трохи змінюються на повітрі; деякі з них — напівпровідники. Вивчено ряд бінарних і потрійних систем за участю літію; відповідні їм сплави вже знайшли застосування в техніці[14].

Отримання

Сполуки літію виходять в результаті гідрометалургійної переробки концентратів — продуктів збагачення літієвих руд. Основний силікатний мінерал — сподумен переробляють за вапняковим (лужним), сульфатним (сольовим) та сірчанокислотним (кислотним) методами. В основі першого — розкладання сподумена вапняком при 1150—1200 °C:

<math>\mathrm{Li_2O \cdot Al_2O_3 \cdot 4SiO_2 + 8CaCO_3 \longrightarrow Li_2O \cdot Al_2O_3 + 4(2CaO \cdot SiO_2) + 8CO_2}</math>
При вилуговуванні суміші водою в присутності надлишку вапна алюмінат літію розкладається з утворенням гідроксиду літію:
<math>\mathrm{Li_2O \cdot Al_2O_3 + Ca(OH)_2 \longrightarrow 2LiOH + CaO \cdot Al_2O_3}</math>

За сульфатним методом сподумен (та інші алюмосилікати) спікають з сульфатом калію:

<math>\mathrm{Li_2O \cdot Al_2O_3 \cdot 4SiO_2 + K_2SO_4 \longrightarrow Li_2SO_4 + K_2O \cdot Al_2O_3 \cdot 4SiO_2}</math>
Сульфат літію розчиняють у воді і з його розчину содою осаджують карбонат літію:
<math>\mathrm{Li_2SO_4 + Na_2CO_3 \longrightarrow Li_2CO_3 + Na_2SO_4}</math>

За сірчанокислотним методом також отримують спочатку розчин сульфату літію, а потім карбонат літію; сподумен розкладають сірчаною кислотою при 250—300 °C (реакція застосовна тільки для β-модифікації сподумену):

<math>\mathrm{\beta-Li_2O \cdot Al_2O_3 \cdot 4SiO_2 + H_2SO_4 \longrightarrow Li_2SO_4 + H_2O \cdot Al_2O_3 \cdot 4SiO_2}</math>

Метод використовується для переробки руд, незбагачених сподуменом, якщо вміст у них Li2O не менше 1 %. Фосфатні мінерали літію легко розкладаються кислотами, проте за новішими методами їх розкладають сумішшю гіпсу і вапна при 950—1050 °С з подальшою водною обробкою спеків і осадженням з розчинів карбонату літію. У будь-якому випадку з отриманих розчинів виділяють погано розчинний карбонат літію Li2CO3, який потім перетворюють на хлорид LiCl.

Металевий літій отримують електролізом розплавленої суміші хлоридів літію і калію (або BaCl2) при 400—460 °С (ці солі слугують для зниження температури плавлення суміші) (вагове співвідношення компонентів 1:1):

<math>\mathrm{2LiCl \ \xrightarrow \ \ 2Li + Cl_2 \uparrow }</math>

Електролітичні ванни футеруються магнезитом, алундом, мулітом, тальком, графітом та іншими матеріалами, стійкими до розплавленого електроліту; анодом служать графітові, а катодом — залізні стрижні. Чорновий металевий літій містить механічні включення і домішки (K, Mg, Ca, Аl, Si, Fe, але головним чином Na). Включення видаляються переплавкою, домішки — рафінуванням при зниженому тиску, або методом вакуумної дистиляції. Наразі велика увага приділяється металотермічним методам отримання літію[15].

Застосування

Файл:Global Lithium Uses.svg
Оцінка використання літію в світі в 2011 році[16]
   Кераміка і скло (29%)
   Джерела струму (27%)
   Мастильні матеріали (12%)
   Безперерв. розлив сталі (5%)
   Регенерація кисню (4%)
   Полімери (3%)
   Металургія алюмінію (2%)
   Фармацевтика (2%)
   інше (16%)

За значущістю в сучасній техніці літій — один з найважливіших рідкісних елементів.

Електроніка

Термоелектричні матеріали

Хімічні джерела струму

Лазерні матеріали

Ракетне паливо

  • Літій та його сполуки широко застосовуються в ракетній техніці. Суміш парів літію з молекулярним воднем є ефективним робочим тілом для газофазних ядерних ракетних двигунів. Рідкий літій використовується як робоче тіло в електроракетних двигунах, зокрема — у потужних ЕРД. Літій використовується як власне ракетне паливо або як добавка до нього.

Окисники

  • Перхлорат і нітрат літію застосовуються як окисники.

Піротехніка

  • Нітрат літію використовують в піротехніці для забарвлення полум'я у червоний колір.

Дефектоскопія

Металургія

  • У чорній та кольоровій металургії літій використовується для розкислювання та підвищення пластичності і міцності сплавів.
  • Літій іноді застосовується для відновлення методами металотермії рідкісних металів.

Металургія алюмінію

  • Карбонат літію є найважливішою допоміжною речовиною (додається в електроліт) при виплавці алюмінію, і його споживання зростає з кожним роком пропорційно обсягу світового видобутку алюмінію (витрата карбонату літію 2,5—3,5 кг на тонну виплавленого алюмінію).
  • Введення літію в систему легування дозволяє отримати нові сплави алюмінію з високою питомою міцністю. Добавка літію знижує густину сплаву і підвищує модуль пружності. При вмісті літію до 1,8 % сплав має низький опір корозії під напругою, а при 1,9 % сплав не схильний до корозійного розтріскування. Збільшення вмісту літію до 2,3 % сприяє зростанню ймовірності утворення рихлоти і тріщин. Механічні властивості при цьому змінюються: межі міцності і текучості зростають, а пластичні властивості знижуються.
  • Найбільш відомі системи легування Al-Mg-Li (приклад — сплав 1420, застосовується для виготовлення конструкцій літальних апаратів) і Al-Cu-Li (приклад — сплав 1460, застосовується для виготовлення ємностей для зріджених газів).

Сплави

  • Сплави літію з магнієм, скандієм, міддю, кадмієм і алюмінієм — нові перспективні матеріали в авіації та космонавтиці (через їх легкість).
  • На основі алюмінату та силікату літію створено кераміку, що твердіє за кімнатної температури і застосовується у військовій техніці, металургії, та, в перспективі, у термоядерній енергетиці
  • Літій дуже ефективно зміцнює сплави свинцю і надає їм пластичність і стійкість проти корозії.

Силікатна промисловість

  • Літій та його сполуки широко застосовують у силікатній промисловості для виготовлення спеціальних сортів скла і покриття порцелянових виробів.
  • Величезною міцністю володіє скло на основі літій-алюміній-силікату, зміцнюваного волокнами карбіду кремнію.

Мастильні матеріали

Ядерна енергетика

Ізотопи 6Li та 7Li володіють різними ядерними властивостями (перетин поглинання теплових нейтронів, продукти реакцій) і сфера їх застосування різна.

  • Гафніат літію входить до складу спеціальної емалі, призначеної для захоронення високоактивних ядерних відходів, що містять плутоній.

Літій-6

  • Опромінюючи нуклід 6Li тепловими нейтронами, отримують радіоактивний тритій 3H (Т):
<math>{}^{6}_{3}\textrm{Li} + {}^{1}_{0}\textrm{n} \rightarrow {}^{3}_{1}\textrm{H} + {}^{4}_{2}\textrm{He}</math>

Завдяки цьому літій-6 може застосовуватися як заміна радіоактивного, нестабільного і незручного в обігу тритію як у військових (термоядерна зброя), так і в мирних (керований термоядерний синтез) цілях.

  • Дейтерид літію-6 (6LiD) застосовується як термоядерне пальне у водневих бомбах.
  • Перспективно також використання літію-6 для отримання гелію-3 (через тритій) з метою подальшого використання в дейтерій-гелієвих термоядерних реакторах.

Літій-7

  • Застосовується в ядерних реакторах, використовуючих реакції за участю важких елементів, таких, як уран, торій або плутоній.
  • Завдяки дуже високій питомої теплоємності, рідкий літій (часто у вигляді сплаву з натрієм або цезієм-133) може слугувати ефективним теплоносієм. У ядерних реакторах із цією метою застосовують ізотоп 7Li, який, на відміну від 6Li, має низький перетин захоплення теплових нейтронів.
  • Фторид літію-7 в сплаві з фторидом берилію (66 % LiF + 34 % BeF2) носить назву «флайб» (FLiBe) і застосовується як високоефективний теплоносій і розчинник фторидів урану і торію у високотемпературних рідинносольових реакторах, і для виробництва тритію.
  • З'єднання літію, збагачені по ізотопу літію-7, застосовуються на реакторах PWR для підтримки водно-хімічного режиму, реакторах PWR (гідрооксид літію), а також в Демінералізатор першого контуру. Щорічна потреба США оцінюється в 200—300 кг, виробництвом володіють лише Китай і Росія[17].

Медицина

  • Солі літію володіють нормотимічними та іншими лікувальними властивостями, тому препарати літію на їхній основі широко використовуються в терапії психічних розладів.

Різне

  • Високогігроскопічні бромід LiBr і хлорид літію LiCl застосовують для осушення повітря та інших газів.
  • Гідроксид літію LIOH, пероксид Li2O2 і супероксид LiO2 застосовуються для очищення повітря від вуглекислого газу; при цьому останні дві сполуки реагують з виділенням кисню (наприклад, 4LiO2 + 2CO2 → 2Li2CO3 + 3O2), завдяки чому вони використовуються в протигазах, у патронах для очищення повітря на підводних човнах і т. д.
  • Сполуки літію застосовуються в текстильній промисловості (вибілювання тканин), харчовій (консервація) і фармацевтичній промисловості (виготовлення косметики).
  • Вельми перспективно використовувати літій як наповнювач поплавка батискафів — цей метал має густину, майже в два рази меншу, ніж вода (точніше, 534 кг/м³), це означає, що один кубічний метр літію може утримувати на плаву майже на 170 кг більше, ніж один кубічний метр бензину. Однак літій — лужний метал, що активно реагує з водою, тому слід забезпечити надійне розділення цих речовин, не допускаючи їх контакту[18].
  • Імід літію потенційно може використовуватися в органічному синтезі, але практичного розповсюдження не отримав.

Вартість

Станом на кінець 2007 — початок 2008 року ціни на металевий літій (чистота 99 %) становили 63-66 $ за 1 кг.

Біологічна роль

Літій постійно входить до складу живих організмів, проте його біологічна роль з'ясована недостатньо. Встановлено, що у рослин літій підвищує стійкість до хвороб, підсилює фотохімічну активність хлоропластів в листках (томати) і синтез нікотину (тютюн). Здатність концентрувати літій найсильніше виражена серед морських організмів у червоних і бурих водоростей, а серед наземних рослин — у представників родини жовтецевих (рутвиця, жовтець) і родини пасльонових (дереза). Переважно в організмі знаходиться в щитоподібній залозі, лімфовузлах, серці, печінці, легенях, кишечнику, плазмі крові, наднирниках. В організмі середньої людини (маса 70 кг) міститься близько 0,7 мг літію. Токсична доза 90-200 мг. Літій бере участь у важливих процесах:

  • Бере участь у вуглеводному і жировому обмінах;
  • Підтримує імунну систему;
  • Попереджає виникнення алергії;
  • Знижує нервову збудливість.

Виділяється літій переважно нирками.

Запобіжні заходи

Дрібні крихти металевого літію викликають хімічні опіки при потраплянні на вологу шкіру, слизові оболонки і в очі. Тому працювати з ним можна тільки в захисному одязі і окулярах. Спалахнувший літій засипають NaCl або содою. Зберігають літій у герметично закритих жерстяних коробках під шаром пастоподібної маси з парафіну і мінеральної оливи або в тонкостінних алюмінієвих або мідних оболонках; допускається зберігання під шаром газоліну або петролейного ефіру. Відходи літію не можна викидати в сміття, для утилізації їх слід обробити етиловим спиртом:

<math>\mathrm{2C_2H_5OH + 2Li \ \xrightarrow \ \ 2C_2H_5OLi + H_2 \uparrow }</math> . Утворений етилат літію потім розкладають водою до спирту та гідроксиду літію LiOH.

Див. також

Шаблон:Вікіпосилання

Примітки

  1. Шаблон:РПОбнаружена петля в шаблонах: Шаблон:Ref-info
  2. J.P. Riley and Skirrow G. Chemical Oceanography V. 1, 1965
  3. Шаблон:CitationОбнаружена петля в шаблонах: Шаблон:Ref-info
  4. Lithium Article Eric Burns Шаблон:WebarchiveОбнаружена петля в шаблонах: Шаблон:Ref-info
  5. Lithium Resources and Production: a critical global assessment // Шаблон:Нп, 2010Обнаружена петля в шаблонах: Шаблон:Ref-info
  6. Lithium // USGSОбнаружена петля в шаблонах: Шаблон:Ref-info
  7. а б BD Fields The Primordial Lithium Problem, ‎Annual Reviews of Nuclear and Particle Science 2011 Обнаружена петля в шаблонах: Шаблон:Ref-info
  8. Ошибка Lua: не удаётся создать процесс: proc_open(/var/log/nginx/wikiinfo_lua.error.log): failed to open stream: Permission denied; див мал. 11.1Обнаружена петля в шаблонах: Шаблон:Ref-info
  9. http://www.int.washington.edu/PHYS554/2005/vanderplas.pdfОбнаружена петля в шаблонах: Шаблон:Ref-infoШаблон:Недоступне посилання
  10. Lecture 27: Stellar Nucleosynthesis Шаблон:Webarchive // Університет Toledo — «The Destruction of Lithium in Young Convective Stars» slide 28Обнаружена петля в шаблонах: Шаблон:Ref-info
  11. Greg Ruchti, Lithium in the Cosmos — «Lithium is Fragile» slide 10Обнаружена петля в шаблонах: Шаблон:Ref-info
  12. XuMuK.ru — ЛИТИЙ — Химическая энциклопедияОбнаружена петля в шаблонах: Шаблон:Ref-info
  13. Книга рекордов Гиннесса для химических веществОбнаружена петля в шаблонах: Шаблон:Ref-info
  14. Li — ЛитийОбнаружена петля в шаблонах: Шаблон:Ref-info
  15. Литий — Свойства химических элементовОбнаружена петля в шаблонах: Шаблон:Ref-info
  16. Ошибка Lua: не удаётся создать процесс: proc_open(/var/log/nginx/wikiinfo_lua.error.log): failed to open stream: Permission deniedОбнаружена петля в шаблонах: Шаблон:Ref-info
  17. Ошибка Lua: не удаётся создать процесс: proc_open(/var/log/nginx/wikiinfo_lua.error.log): failed to open stream: Permission deniedОбнаружена петля в шаблонах: Шаблон:Ref-info
  18. Обнаружена петля в шаблонах: Шаблон:Ref-info

Джерела

Література

  • Глосарій термінів з хімії // Й.Опейда, О.Швайка. Ін-т фізико-органічної хімії та вуглехімії ім. Л. М. Литвиненка НАН України, Донецький національний університет — Донецьк: «Вебер», 2008. — 758 с. ISBN 978-966-335-206-0
  • Категорія:МГЕ
  • Шаблон:Из БСЭ

Посилання

Шаблон:Періодична система хімічних елементів

Категорія:Відновники