Lithium

Lithium objevil v roce 1817 švédský chemik a mineralog Johann Arfvedson nejprve v minerálu petalitu Li[AlSi 4 O 10 ] a poté ve spodu LiAl [Si 2 O 6 ] a v lepidolitu K 2 Li 3 Al 5 [ Si6020 ] (F, OH ) 4 . Lithium kov poprvé získal Humphrey Davy v roce 1818 .

Lithium získalo svůj název díky tomu, že se nacházelo v „kamenech“ ( starořecky λίθος – kámen). Původně nazvaný „lithion“, moderní název navrhl Berzelius .

Fyzikální vlastnosti

Lithium je stříbřitě bílý kov , měkký a tažný, tvrdší než sodík , ale měkčí než olovo . Lze jej zpracovat lisováním a válcováním.

Při pokojové teplotě má kovové lithium kubickou mřížku centrovanou na tělo ( koordinační číslo 8), prostorovou skupinu I m3m, parametry buňky a = 0,35021 nm, Z = 2. Při teplotě pod 78 K je stabilní krystalická forma hexagonální těsně sbalená struktura , ve kterém má každý atom lithia 12 nejbližších sousedů umístěných ve vrcholech kuboktaedru . Krystalová mřížka patří do prostorové grupy P 6 3 /mmc, parametry a = 0,3111 nm, c = 0,5093 nm, Z = 2.

Ze všech alkalických kovů má lithium nejvyšší body tání a varu (180,54 a 1340 °C), má nejnižší hustotu při pokojové teplotě ze všech kovů (0,533 g/cm³, téměř poloviční hustotu než voda ). Díky své nízké hustotě lithium neplave jen ve vodě, ale také například v petroleji [6] .

Malá velikost atomu lithia vede ke vzniku zvláštních vlastností kovu. Například se sodíkem se mísí pouze při teplotách pod 380 °C a nemíchá se s roztaveným draslíkem , rubidiem a cesiem , zatímco jiné páry alkalických kovů se vzájemně mísí v libovolném poměru.

Chemické vlastnosti

Lithium je alkalický kov , ale relativně stabilní na vzduchu . Lithium je nejméně reaktivní alkalický kov, prakticky nereaguje se suchým vzduchem (ani suchým kyslíkem ) při pokojové teplotě . Z tohoto důvodu je lithium jediným alkalickým kovem, který se v petroleji neukládá (kromě toho je hustota lithia tak nízká, že v něm bude plavat); lze jej krátkodobě skladovat na vzduchu.

Ve vlhkém vzduchu pomalu reaguje s dusíkem a dalšími plyny ve vzduchu a mění se na nitrid Li 3N , hydroxid LiOH a uhličitan Li 2 CO 3 .

{\ce {6Li + N2 -> 2Li3N}}

{\ce {2Li + 2H2O -> 2LiOH + H2}}

Proto je lithium dlouhodobě skladováno v petroletheru , parafínu , benzínu a/nebo minerálním oleji v hermeticky uzavřených plechových krabicích.

V kyslíku při zahřátí hoří a mění se na oxid Li 2 O.

{\ce {4Li + O2 -> 2Li2O}}

Zajímavostí lithia je, že v rozmezí teplot od 100 °C do 300 °C je pokryto hustým oxidovým filmem a dále neoxiduje. Na rozdíl od jiných alkalických kovů, které poskytují stabilní superoxidy a ozonidy ; superoxid lithný a ozonid jsou nestabilní sloučeniny [7] .

V roce 1818 německý chemik Leopold Gmelin zjistil, že lithium a jeho soli barví plamen karmínově červeně , což je kvalitativní znak pro stanovení lithia. Teplota samovznícení je v oblasti 300 °C. Produkty hoření dráždí sliznici nosohltanu.

Klidně, bez výbuchu a vznícení, reaguje s vodou za vzniku LiOH a H 2 .

{\ce {2Li + 2H2O -> 2LiOH + H2}}

Reaguje také s absolutním ethylalkoholem (za vzniku ethylátu ):

{\ce {2Li + 2C2H5OH -> 2C2H5OLi + H2}}

Ethoxid lithný se vodou zcela rozloží, za vzniku hydroxidu lithného a ethylalkoholu se podobně hydrolyzuje ethoxid sodný .

Reaguje s vodíkem (při 500–700 °C) za vzniku hydridu lithného :

{\ce {2Li + H2 -> 2LiH}}

Při zahřívání reaguje s amoniakem za vzniku nejprve amidu lithia (220 °C) a poté imidu lithia (400 °C):

{\ce {2Li + 2NH3 -> 2LiNH2 + H2}}

{\ce {2Li + NH3 -> Li2NH + H2}}

Reakcí s halogeny (s jódem - pouze při zahřátí nad 200 °C) vznikají odpovídající halogenidy :

{\ce {2Li + F2 -> 2LiF}}

{\ce {2Li + Cl2 -> 2LiCl))

{\ce {2Li + Br2 -> 2LiBr}}

{\ce {2Li + I2 -> 2LiI}}

Při 130 °C reaguje se sírou za vzniku sulfidu :

{\ce {2Li + S -> Li2S}}

Ve vakuu při teplotách nad 200 °C reaguje s uhlíkem ( vzniká acetylenid ):

{\ce {2Li + 2C -> Li2C2}}

Při 600–700 °C lithium reaguje s křemíkem za vzniku silicidu:

{\ce {4Li + Si -> Li4Si}}

Chemicky rozpustný v kapalném čpavku (-40 °C), tvoří se modrý roztok.

Ve vodném roztoku má iont lithia nejnižší standardní elektrodový potenciál (−3,045 V) kvůli malé velikosti a vysokému stupni hydratace iontu lithia.

Lithium kov způsobuje popáleniny , když přijde do kontaktu s mokrou pokožkou, sliznicemi a očima .

Být v přírodě

Geochemie lithia

Podle svých geochemických vlastností patří lithium k velkoiontovým litofilním prvkům, včetně draslíku , rubidia a cesia . Obsah lithia ve svrchní kontinentální kůře je 21 g / t , v mořské vodě - 0,17 mg / l [8] .

Hlavními lithiovými minerály jsou lepidolitová slída - KLi 1,5 Al 1,5 [Si 3 AlO 10 ] (F, OH) 2 a spodumen pyroxen - LiAl [Si 2 O 6 ]. Když lithium netvoří nezávislé minerály, izomorfně nahrazuje draslík v rozšířených horninotvorných minerálech.

Ložiska lithia jsou omezena na žulové intruze vzácných kovů, v souvislosti s nimiž se vyvíjejí pegmatity s obsahem lithia nebo ložiska hydrotermálních komplexů , obsahující také cín , wolfram , vizmut a další kovy. Za povšimnutí stojí specifické horniny ongonitu - žuly s magmatickým topazem , vysokým obsahem fluoru a vody a mimořádně vysokými koncentracemi různých vzácných prvků včetně lithia.

Dalším typem ložisek lithia jsou solanky některých vysoce slaných jezer a starověkých jezer, která se stala slanými bažinami.

Izotopy lithia

Přírodní lithium se skládá ze dvou stabilních izotopů: 6 Li (7,5 %) a 7 Li (92,5 %); v některých vzorcích lithia může být poměr izotopů vážně narušen v důsledku přirozené nebo umělé frakcionace izotopů. To je třeba mít na paměti při přesných chemických experimentech s použitím lithia nebo jeho sloučenin. Lithium má 7 umělých radioaktivních izotopů ( 4 Li - 12 Li) a dva jaderné izomery ( 10 m1 Li a 10 m2 Li). Nejstabilnější z nich, 8 Li, má poločas rozpadu 0,8403 s. Zdá se, že exotický izotop 3Li (triproton ) jako vázaný systém neexistuje .

7 Li je jedním z mála izotopů, které se objevily během primární nukleosyntézy (tj. v době od 1 sekundy do 3 minut po velkém třesku [9] ) v množství ne větším než 10 -9 všech prvků [10] [11] . Určité množství izotopu 6 Li , nejméně desettisíckrát méně než 7 Li, také vzniklo v primární nukleosyntéze [9] .

Při hvězdné nukleosyntéze vzniklo přibližně desetkrát více než 7 Li. Lithium je meziproduktem reakce ppII , ale při vysokých teplotách se aktivně přeměňuje na dvě jádra helia-4 [12] [13] (přes 8 Be).

Ve vesmíru

Anomálně vysoký obsah lithia je pozorován ve hvězdných útvarech tvořených červeným obrem (nebo veleobrem), uvnitř kterého se nachází neutronová hvězda - Landau-Thorn-Žitkovovy objekty [14] .

Existuje také velké množství obřích hvězd s neobvykle vysokým obsahem lithia, což se vysvětluje vnikáním lithia do atmosféry hvězd, když absorbují obří exoplanety [ 15] [16] .

Získání

Suroviny

Výchozí suroviny pro lithium jsou dva zdroje: minerální suroviny (například spodumen ) a solné roztoky ze solných jezer, bohaté na soli lithia. V obou případech je výsledkem práce uhličitan lithný Li 2 CO 3 .

Spodumen ( lithium- aluminiumsilikát ) lze recyklovat několika způsoby [17] . Například slinováním se síranem draselným se získá rozpustný síran lithný , který se vysráží z roztoku se sodou :

{\ce {Li2SO4 + Na2CO3 -> Li2CO3 v + Na2SO4))

Solné roztoky se předem odpaří. Solné roztoky obsahují chlorid lithný LiCl. Obsahuje však také velké množství jiných chloridů. Pro zvýšení koncentrace lithia z odpařeného roztoku se vysráží uhličitan lithný Li 2 CO 3 , např. podle schématu

{\ce {2LiCl + Na2CO3 -> Li2CO3 v + 2NaCl))

Příjem kovu

Kovové lithium se nejčastěji získává elektrolýzou roztavených solí nebo redukcí z oxidu [18] .

Elektrolýza

Elektrolýza využívá chlorid lithný . Získává se z uhličitanu podle schématu:

{\ce {Li2CO3 + 2HCl -> 2LiCl + H2O + CO2 ^}}

Protože teplota tání chloridu lithného je blízká bodu varu lithia, používá se eutektická směs s chloridem draselným nebo barnatým , která snižuje teplotu taveniny a eliminuje potřebu zachycování kovových par. Elektrolýza taveniny se provádí při 400-460 °C. Železné pláště elektrolýzních lázní jsou vyloženy materiály odolnými vůči roztavenému elektrolytu. Grafitové tyče slouží jako anoda a železné tyče slouží jako katoda. Spotřeba elektrické energie až 14 kWh na 1 kg lithia. Na druhé elektrodě vzniká plynný chlór.

Zotavení

Protože lithium je aktivní kov, je jeho redukce z oxidů nebo halogenidů možná pouze s okamžitým odstraněním lithia z reakční zóny. Jinak je nemožné posunout rovnováhu reakce správným směrem. Lithium se odstraňuje z reakční zóny udržováním teplot, při kterých se lithium odpařuje a opouští reakční zónu jako pára. Ostatní činidla musí zůstat v tavenině. K renovaci se používá křemík nebo hliník , například:

{\ce {2Li2O + Si -> 4Li^ + SiO2))

Rafinace

Výsledné lithium se čistí vakuovou destilací , při které se postupně odpařují různé kovy ze slitiny při určitých teplotách.

Vklady

Hlavním centrem těžby kovů je dnes „ Lithiový trojúhelník “ Jižní Ameriky, který pokrývá území Chile , Bolívie a Argentiny . Zde je 70 % všech dostupných světových zásob lithia. 2/3 z nich jsou v Bolívii. Veškerý vývoz lithia z trojúhelníku prochází chilskými obohacovacími zařízeními SQM a chilským přístavem Antofagasta. Podle Geologického průzkumu Spojených států (USGS) pro rok 2021 se identifikované zdroje lithia po celém světě výrazně zvýšily a dosahují asi 86 milionů tun. Největší zásoby na světě má Bolívie s 21 miliony tun, následuje Argentina (19,3 milionu tun), Chile (9,6 milionu tun), Austrálie (6,4 milionu tun), Čína (5,1 milionu tun) a Demokratická republika Kongo ( 3 mil. tun), Kanadě (2,9 mil. tun) a Německu (2,7 mil. tun). [19]

Ložiska lithia jsou známá v Chile , Bolívii ( Uyuni Salt Flats - největší na světě [20] ), USA , Argentině , Kongu , Číně (Lake Chabier-Tsaka ), Brazílii , Srbsku , Austrálii [21] [22] , Afghánistánu .

V Rusku je více než 50 % zásob soustředěno v nalezištích vzácných kovů v Murmanské oblasti . V Dagestánu jsou také ložiska lithia , z nichž největší jsou Yuzhno-Sukhokumskoye, Tarumovskoye a Berikeiskoe. V ložisku Yuzhno-Sukhokumskoye se předpokládaný objem výroby sloučenin lithia odhaduje na 5–6 tisíc tun ročně. Plánuje se zvážit možnost vytvoření výroby uhličitanu lithného. Dagestánská ložiska lithia jsou jediná na jihu země – nejbližší se nacházejí ve východní Sibiři a v Jakutsku [23] .

Těžba a výroba

Globální trh s lithiem je primárně tvořen americkými, asijskými a australskými výrobci. Největšími producenty sloučenin lithia jsou Albemarle ( Virgínie , USA ), Sociedad Quimica y Minera de Chile ( Chile ), Sichuan Tianqi Lithium , Jiangxi Ganfeng Lithium ( ČLR ) a Livent ( Pensylvánie , USA). Konkurence na globálním trhu s lithiem existuje z hlediska kvality, sortimentu, spolehlivosti dodávek a doplňkových služeb kupujícímu (například za likvidaci použitých baterií) [24] .

V roce 2015 bylo ve světě vytěženo 32,5 tisíce tun lithia a jeho sloučenin v přepočtu na kov [25] . Největšími producenty jsou Austrálie , Chile a Argentina. V Rusku se po rozpadu SSSR úplně ztratila vlastní výroba lithia, ale v roce 2017 Rusko spustilo experimentální zařízení, které umožňuje levně extrahovat lithium z nekvalitních rud [26] .

Většina se získává z přírodních vodních čoček v tloušťce solných jezer, v nasycených solných roztocích, v nichž je koncentrován chlorid lithný. Roztok se odčerpá a odpaří na slunci, výsledná směs solí se zpracuje. Obsah lithia v roztoku se pohybuje od 0,01 % do 1 %. Významná část produkce také připadá na minerály, například minerál spodumen .

V roce 2019 cena dosáhla 6750 USD/t, v roce 2019 bylo vytěženo 315 tisíc tun lithia [27] .

Aplikace

Termoelektrické materiály

Slitina sulfidu lithného a sulfidu mědi je účinným polovodičem pro termoelektrické měniče ( EMF je asi 530 μV/K ).

Chemické zdroje proudu

Anody jsou vyrobeny z lithia pro chemické zdroje proudu ( baterie , například lithium-chlórové baterie ) a galvanické články s pevným elektrolytem (například lithium-chrom-stříbro , lithium- bismut , lithium - oxid měďnatý , lithium-oxid manganičitý , lithium-jod olovo , lithium-jod , lithium thionylchlorid , oxid vanadičný lithný , lithium fluoroměď , lithium oxid siřičitý články ) fungující na bázi nevodných kapalných a pevných elektrolytů ( tetrahydrofuran , propylenkarbonát , methylformiát , acetonitril ).

Kobaltát lithný a molybdenan lithný vykazovaly nejlepší výkonnostní vlastnosti a energetickou náročnost jako kladná elektroda lithiových baterií .

Hydroxid lithný se používá jako jedna ze složek pro přípravu elektrolytu alkalických baterií . Přídavek hydroxidu lithného do elektrolytu trakčních železo-niklových , nikl-kadmiových , nikl-zinkových baterií zvyšuje jejich životnost 3x a kapacitu o 21% (vzhledem k tvorbě lithium-niklátů).

Hlinitan lithný je nejúčinnějším pevným elektrolytem (spolu s cesium -beta-aluminou).

Laserové materiály

Monokrystaly fluoridu lithného se používají k výrobě vysoce účinných ( 80 % účinnost) laserů založených na volných barevných středech a k výrobě optiky se širokou spektrální šířkou pásma.

Oxidační činidla

Jako oxidační činidlo se používá chloristan lithný .

Defektoskopie

Síran lithný se používá při detekci vad.

Pyrotechnika

Dusičnan lithný se používá v pyrotechnice k zabarvení ohně na červenou.

Slitiny

Velmi účinné pájky jsou slitiny lithia se stříbrem a zlatem a také mědí . Slitiny lithia s hořčíkem , skandiem , mědí , kadmiem a hliníkem jsou nové slibné materiály v letectví a kosmonautice (kvůli jejich lehkosti). Na bázi hlinitanu lithného a silikátu byla vytvořena keramika, která tvrdne při pokojové teplotě a používá se ve vojenské technice, metalurgii a v budoucnu i v termonukleární energetice. Sklo na bázi lithium-hliník-silikátu , vyztužené vlákny z karbidu křemíku , má obrovskou pevnost . Lithium je velmi účinné při zpevňování slitin olova a dodává jim tažnost a odolnost proti korozi.

Elektronika

Lithium-cesium triborate se používá jako optický materiál v radioelektronice. Krystalický lithium niobát LiNbO 3 a lithium tantalát LiTaO 3 jsou nelineární optické materiály a jsou široce používány v nelineární optice , akustické optice a optoelektronice . Lithium se také používá při plnění halogenidových výbojek s plynem . Hydroxid lithný se přidává do elektrolytu alkalických baterií pro zvýšení jejich životnosti.

Hutnictví

V metalurgii železných a neželezných kovů se lithium používá k deoxidaci a zvýšení tažnosti a pevnosti slitin. Lithium se někdy používá pro redukci vzácných kovů metalotermickými metodami.

metalurgie hliníku

Uhličitan lithný je nejdůležitější pomocnou látkou (přidávanou do elektrolytu) při tavení hliníku a jeho spotřeba každým rokem roste úměrně s objemem světové výroby hliníku ( spotřeba uhličitanu lithného je 2,5–3,5 kg na tunu taveného hliníku ).

Zavedení lithia do legovacího systému umožňuje získat nové hliníkové slitiny s vysokou měrnou pevností .

Přídavek lithia snižuje hustotu slitiny a zvyšuje modul pružnosti . Při obsahu lithia do 1,8 % má slitina nízkou odolnost vůči korozi pod napětím a při obsahu 1,9 % není slitina náchylná k praskání korozí pod napětím. Zvýšení obsahu lithia na 2,3 % přispívá ke zvýšení pravděpodobnosti tvorby uvolnění a trhlin. V tomto případě se mění mechanické vlastnosti: zvyšuje se pevnost v tahu a mez kluzu a snižují se plastické vlastnosti.

Nejznámější legovací systémy jsou Al-Mg-Li (příkladem je slitina 1420, používaná pro výrobu leteckých konstrukcí) a Al-Cu-Li (příkladem je slitina 1460, používaná pro výrobu nádob na zkapalněné plyny ).

Jaderná energie

Izotopy 6 Li a 7 Li mají různé jaderné vlastnosti (průřez absorpce tepelných neutronů, reakční produkty) a jejich rozsah je odlišný. Hafniát lithný je součástí speciálního smaltu určeného pro likvidaci vysoce aktivního jaderného odpadu obsahujícího plutonium .

Lithium-6

Používá se v termojaderné energetice.

Když je nuklid 6 Li ozářen tepelnými neutrony, získá se radioaktivní tritium 3H :

{}_{{3}}^{{6}}{\textrm {Li}}+{}_{{0}}^{{1}}{\textrm {n}}\rightarrow {}_{{ 1}}^{{3}}{\textrm {H}}+{}_{{2}}^{{4}}{\textrm {He}}

Díky tomu lze lithium-6 použít jako náhradu za radioaktivní, nestabilní a nepohodlné pro manipulaci s tritiem jak pro vojenské ( termonukleární zbraně ), tak pro civilní ( řízená termonukleární fúze ) účely. Termonukleární zbraně obvykle používají lithium-6 deuterid ( 6 Li 2 H) .

Slibné je také použití lithia-6 k výrobě helia-3 (prostřednictvím tritia) pro další použití v termonukleárních reaktorech deuterium-helium.

Lithium-7

Používá se v jaderných reaktorech [29] . Díky svému velmi vysokému měrnému teplu a nízkému průřezu záchytu tepelných neutronů slouží kapalné lithium-7 (často ve formě slitiny se sodíkem nebo cesiem ) jako účinné chladivo . Fluorid lithný ve slitině s fluoridem berylnatým (66 % LiF + 34 % BeF 2 ) se nazývá „flybe“ (FLiBe) a používá se jako vysoce účinné chladivo a rozpouštědlo pro fluoridy uranu a thoria ve vysokoteplotní kapalné soli . reaktory , jakož i pro výrobu tritia .

Sloučeniny lithia obohacené izotopem lithia-7 se používají v reaktorech PWR k udržení režimu chemie vody a také v primárním demineralizátoru. Roční potřeba USA se odhaduje na 200-300 kg , produkci má pouze Rusko a Čína [30] .

Sušící plyny

Vysoce hygroskopický bromid LiBr a chlorid lithný LiCl se používají k sušení vzduchu a dalších plynů.

Medicína

Soli lithia (hlavně uhličitan lithný) mají normothymické a další léčivé vlastnosti. Proto nacházejí uplatnění v psychiatrii .

Maziva

Stearát lithný (" lithné mýdlo ") se používá jako zahušťovadlo k výrobě pastovitých vysokoteplotních maziv pro stroje a mechanismy. Viz například: Litol , CIATIM-201 .

Regenerace kyslíku v autonomních vozidlech

Hydroxid lithný LiOH, peroxid Li 2 O 2 se používají k čištění vzduchu od oxidu uhličitého ; zatímco druhá sloučenina reaguje s uvolňováním kyslíku (například 2Li 2 O 2 + 2CO 2 → 2Li 2 CO 3 + O 2 ), díky čemuž se používá v izolačních plynových maskách , v kazetách pro čištění vzduchu na ponorkách , na kosmických lodích s lidskou posádkou atd. d.

Silikátový průmysl

Lithium a jeho sloučeniny jsou široce používány v silikátovém průmyslu pro výrobu speciálních typů skla a pro potahování porcelánových výrobků.

Jiné aplikace

Sloučeniny lithia se používají v textilním průmyslu (bělení tkanin), potravinářství (konzervace) a farmacii ( kosmetika ).

Velmi slibné je použití lithia jako plováku batyskafu : tento kov má hustotu téměř poloviční než voda (534 kg / m³), což znamená, že jeden krychlový metr lithia může plavat téměř o 170 kg více než jeden. metr krychlový benzínu . Lithium je však alkalický kov , který aktivně reaguje s vodou, tyto látky by měly být nějakým způsobem spolehlivě odděleny a neměly by se dostat do kontaktu [31] .

Lithium-cesium triborate se používá jako optický materiál v radioelektronice. Krystalický lithium niobát LiNbO 3 a lithium tantalát LiTaO 3 jsou nelineární optické materiály a jsou široce používány v nelineární optice , akustické optice a optoelektronice . Lithium se také používá při plnění halogenidových výbojek s plynovými výbojkami. Hydroxid lithný se přidává do elektrolytu alkalických baterií pro zvýšení jejich životnosti.

Lithium kov se používá jako palivo v pohonu parní turbíny amerického malého hlubinného torpéda Mark 50 . Produkty reakce lithia s fluoridem sírovým , fluoridem lithným a čistou sírou jsou pevné látky, které není třeba házet přes palubu, takže torpédo nemá žádnou demaskující bublinovou stopu a žádnou ztrátu výkonu v důsledku tlaku výfukových plynů.

Biologický význam lithia

Mikroelement

Lithium v přiměřeném množství je pro lidské tělo nezbytné (asi 100-200 mcg / den pro dospělé). Nejvíce se v těle lithium nachází ve štítné žláze , lymfatických uzlinách , srdci , játrech , plicích, střevech , krevní plazmě, nadledvinách .

Lithium se účastní důležitých procesů:

podílí se na metabolismu sacharidů a tuků;
podporuje imunitní systém;
zabraňuje výskytu alergií;
snižuje nervovou vzrušivost.

Lithiové přípravky jsou široce používány při léčbě duševních poruch.

Lithium se z těla vylučuje především ledvinami.

Ceny

Od konce roku 2007 do začátku roku 2008 byly ceny kovového lithia (čistota 99 %) 6,3-6,6 dolarů za 1 kg. Cena v roce 2018 byla 16,5 $ za 1 kg. [32] .

Komentáře

↑ Rozsah hodnot atomové hmotnosti je uveden kvůli různému množství izotopů v přírodě.

Poznámky

↑ Michael E. Wieser, Norman Holden, Tyler B. Coplen, John K. Böhlke, Michael Berglund, Willi A. Brand, Paul De Bièvre, Manfred Gröning, Robert D. Loss, Juris Meija, Takafumi Hirata, Thomas Prohaska, Ronny Schoenberg , Glenda O'Connor, Thomas Walczyk, Shige Yoneda, Xiang-Kun Zhu. Atomové hmotnosti prvků 2011 (IUPAC Technical Report ) // Pure and Applied Chemistry . - 2013. - Sv. 85 , č. 5 . - S. 1047-1078 . - doi : 10.1351/PAC-REP-13-03-02 .
↑ 1 2 Velikost lithia v několika prostředích . WebElements. Datum přístupu: 15. února 2014. Archivováno z originálu 27. března 2014. (neurčitý)
↑ atomový a iontový poloměr . Datum přístupu: 14. února 2014. Archivováno z originálu 23. dubna 2015. (neurčitý)
↑ Lithium // Chemická encyklopedie : v 5 svazcích / kap. vyd. I. L. Knunyants . - M .: Sovětská encyklopedie , 1990. - T. 2: Duff - Medi. — 671 s. — 100 000 výtisků. — ISBN 5-85270-035-5 .
↑ Standardní atomové hmotnosti prvků 2021 (IUPAC Technical Report) (anglicky) - IUPAC , 1960. - ISSN 0033-4545 ; 1365-3075 ; 0074-3925 – doi:10.1515/PAC-2019-0603
↑ Guinessovy světové rekordy pro chemikálie
↑ Korber, N.; Jansen, M. Iontové ozonidy lithia a sodíku: Cirkumventivní syntéza kationtovou výměnou v kapalném amoniaku a komplexace kryptandy // Chemische Berichte : deník. - 1996. - Sv. 129 , č. 7 . - str. 773-777 . - doi : 10.1002/cber.19961290707 .
↑ JP Riley a Skirrow G. Chemická oceánografie V. 1, 1965
↑ 1 2 BD Fields The Primordial Lithium Problem Archived 19. října 2016 na Wayback Machine , Annual Reviews of Nuclear and Particle Science 2011
↑ Postnov K.A. Přednášky o obecné astrofyzice pro fyziky . Získáno 30. listopadu 2013. Archivováno z originálu dne 23. srpna 2011. (neurčitý) ; viz Obr. 11.1
↑ Archivovaná kopie . Získáno 13. listopadu 2013. Archivováno z originálu 13. listopadu 2013. (neurčitý)
↑ Přednáška 27: Stellar Nucleosynthesis Archived 28. května 2015 na Wayback Machine // University of Toledo – „The Destruction of Lithium in Young Convective Stars“ snímek 28
↑ Greg Ruchti, Lithium in the Cosmos Archived 4. března 2016 na Wayback Machine – „Lithium is Fragile“ snímek 10
↑ Existence veleobra s neutronovou hvězdou uvnitř je potvrzena . Získáno 15. března 2016. Archivováno z originálu 16. března 2016. (neurčitý)
↑ Astrofyzici odhalují záhadu lithia . Získáno 20. března 2016. Archivováno z originálu 21. března 2016. (neurčitý)
↑ Prostor a život. Lithium . Získáno 20. března 2016. Archivováno z originálu 30. března 2016. (neurčitý)
↑ Přehled trhu lithia a jeho sloučenin v SNS . Staženo 3. 5. 2017. Archivováno z originálu 17. 11. 2017. (neurčitý)
↑ Získání kovového lithia . Staženo 20. dubna 2019. Archivováno z originálu 20. dubna 2019. (neurčitý)
↑ Přehled trhu lithia a jeho sloučenin ve světě a Rusku. 05.2021
↑ Lithiový článek Eric Burns (odkaz není k dispozici) . Získáno 12. října 2012. Archivováno z originálu 18. května 2013. (neurčitý)
↑ Lithium Resources and Production: kritické globální hodnocení Archivováno 11. srpna 2014 na Wayback Machine // CSIRO , 2010
↑ Lithium archivováno 29. července 2018 na Wayback Machine // USGS
↑ V Dagestánu budou 16. 4. 2022 přehodnoceny zásoby lithia za účelem organizace jeho průmyslové výroby . Získáno 21. dubna 2022. Archivováno z originálu dne 21. dubna 2022. (neurčitý)
↑ Výroční zpráva 2020 . Získáno 16. května 2021. Archivováno z originálu dne 16. května 2021. (neurčitý)
↑ Lithium: superschopnosti superkovu . Staženo 3. 5. 2017. Archivováno z originálu 12. 5. 2017. (neurčitý)
↑ V Rusku začala těžba lithia a jeho sloučenin pomocí vyvinuté levné technologie . VĚDECKÉ RUSKO (11. května 2017). Získáno 3. prosince 2017. Archivováno z originálu dne 4. prosince 2017. (neurčitý)
↑ Skutečná nová ropa: proč se trh s lithiem stává nejdůležitějším | Články | Novinky . Získáno 2. května 2021. Archivováno z originálu dne 2. května 2021. (neurčitý)
↑ USGS . Lithium (PDF). Archivováno z originálu 9. července 2017. Staženo 3. listopadu 2012.
↑ Správa kritických izotopů: Správcovství lithia-7 je nutné k zajištění stabilní dodávky, GAO-13-716 Archivováno 20. ledna 2017 ve Wayback Machine // Úřad pro odpovědnost vlády USA , 19. září 2013; pdf Archivováno 14. října 2017 na Wayback Machine
↑ PWR - hrozba lithiem , ATOMINFO.RU (23. října 2013). Archivováno z originálu 20. července 2015. Staženo 29. prosince 2013.
↑ M. N. Diomidov, A. N. Dmitriev. Dobývání hlubin. - Leningrad: Stavba lodí, 1964. - S. 226-230. — 379 s.
↑ Archivovaná kopie . Získáno 9. března 2020. Archivováno z originálu dne 26. října 2017. (neurčitý)

Literatura

Plyushchev VE, Stepin BD Chemie a technologie sloučenin lithia, rubidia a cesia. - M.-L.: Chemie, 1970. - 407 s.
Lithium // Kuna - Lomami. - M .: Sovětská encyklopedie, 1973. - S. 527-528. - ( Velká sovětská encyklopedie : [ve 30 svazcích] / šéfredaktor A. M. Prochorov ; 1969-1978, v. 14).

Odkazy

Slovníky a encyklopedie

V bibliografických katalozích
BNE : XX531331 BNF : 119338639 GND : 4036037-4 J9U : 987007531489505171 LCCN : sh85077577 NDL : 00569575 NKC : ph514327

Periodický systém chemických prvků D. I. Mendělejeva

osm

já

Čs

alkalických kovů	kovy alkalických zemin	Lanthanoidy	aktinidy	přechodné kovy
lehké kovy	Polokovy	nekovy	Halogeny	vzácné plyny

Řady elektrochemické aktivity kovů
Eu , Sm , Li , Cs , Rb , K , Ra , Ba , Sr , Ca , Na , Ac , La , Ce , Pr , Nd , Pm , Gd , Tb , Mg , Y , Dy , Am , Ho , Er , Tm , Lu , Sc , Pu , Th , Np , U , Hf , Be , Al , Ti , Zr , Yb , Mn , V , Nb , Pa , Cr , Zn , Ga , Fe , Cd , In , Ti , Co , Ni , Te , Mo , Sn , Pb , H 2 , W , Sb , Bi , Ge , Re , Cu , Tc , Te , Rh , Po , Hg , Ag , Pd , Os , Ir , Pt , Au

alkalických kovů

Lithium
Li
Atomové číslo: 3
Atomová hmotnost: 6,941
Tepl. bod tání: 453,85 K
Tepl. bod varu: 1615 K
Hustota: 0,534 g/cm³
Elektronegativita: 0,98

Sodík
Na
Atomové číslo: 11
Atomová hmotnost: 22,98976928
Tepl. bod tání: 371,15 K
Tepl. bod varu: 1156 K
Hustota: 0,97 g/cm³
Elektronegativita: 0,96

Draslík
K
Atomové číslo: 19
Atomová hmotnost: 39,0983
Tepl. bod tání: 336,58 K
Tepl. bod varu: 1032 K
Hustota: 0,86 g/cm³
Elektronegativita: 0,82

Rubidium
Rb
Atomové číslo: 37
Atomová hmotnost: 85,4678
Tepl. bod tání: 312,79 K
Tepl. bod varu: 961 K
Hustota: 1,53 g/cm³
Elektronegativita: 0,82

Cesium
Cs
Atomové číslo: 55
Atomová hmotnost: 132,9054519
Tepl. bod tání: 301,59 K
Tepl. bod varu: 944 K
Hustota: 1,93 g/cm³
Elektronegativita: 0,79

Francium
Fr
Atomové číslo: 87
Atomová hmotnost: (223)
Tepl. bod tání: ~300 K
Tepl. bod varu: ~950 K
Hustota: 1,87 g/cm³
Elektronegativita: 0,7