Litijs

Litijs ir vieglākais no ķīmiskajiem elementiem, kas brīvā veidā normālos apstākļos nav gāze. Tā simbols ir Li un kārtas numurs periodiskajā tabulā ir 3 un tas ir vieglākais pazīstamais metāls. Tas ir sārmu metāls, jo ir ķīmiski ļoti aktīvs (reaģē ar gaisa skābekli un ūdeni), tāpēc brīvā veidā dabā nav sastopams. Litijs ir ķīmiski vismazāk aktīvais sārmu metāls. Dabā, savienojumu veidā litijs ir sastopams vairākos minerālos. Tāpat kā visi sārmu metāli, litijs savienojumos var būt tikai vienvērtīgs.

 Vēsture 
Litiju atklāja zviedru ķīmiķis un mineralogs Johans Augusts Arfvedsons 1817. gadā minerālā petalītā (Li,Na)[Si4AlO10], vēlāk arī spodumenā LiAl[Si2O6] un lepidolītā KLi1.5Al1.5[Si3AlO10](F,OH)2. Metālisku litiju pirmais ieguva Hamfrijs Deivijs 1825. gadā. No tā, ka litijs tika atklāts minerālos jeb "akmeņos", cēlies arī elementa nosaukums ( - akmens). Nosaukumu ieteicis Jakobs Bercēliuss.

 Atrašanās dabā 
Zemes garozā ir apmēram 0,002% litija pēc atomu skaita un tas nav uzskatāms par retu elementu. Svarīgākie litija minerāli ir spodumens, lepidolīts un ambligonīts.

 Izotopi 
92,7% dabā atrodamā litija ir izotops 7Li. Otrs stabilais litija izotops ir 6Li (7,3%). Mākslīgi iegūti vairāki radioaktīvi litija izotopi.

 Iegūšana 
Galvenās litija ieguves vietas atrodas Dienvidamerikas sālsezeros. 50% no pasaulē iegūstamā litija tiek iegūti Bolīvijā, vienā vienīgā izžuvušā sālsezerā.Популярная механика, 2010, №3, 15. lpp 

Litiju iegūst, elektrolizējot litija hlorīda LiCl un KCl kausējumu.

 Fiziskās īpašības 
Kā vienkārša viela litijs ir sudrabaini balts, mīksts metāls. Veido eitektiskus maisījumus ar magniju, alumīniju, cinku un citiem metāliem.

 Ķīmiskās īpašības 
Litijs ir tipisks sārmu metāls, tomēr pēc dažām īpašībām atgādina magniju (tā saucamā diagonālā līdzība periodiskajā sistēmā). Litijam galvenokārt raksturīga jonu saites veidošana, bet litijorganiskajos savienojumos tas veido kovalento saiti. Litija koordinācijas skaitlis jonu savienojumos mēdz būt lielāks nekā 4. Litija katjonam ir nelieli izmēri un liela solvatācijas enerģija.

Litijs lielās ķīmiskās aktivitātes dēļ tieši reaģē ar gaisa skābekli un slāpekli, veidojot litija oksīda Li2O un litija nitrīda Li3N apsūbējumu uz virsmas. Tādēļ to var uzglabāt tikai hermētiski noslēgtos traukos zem vazelīna vai parafīna slāņa. Paaugstinot temperatūru virs 200 °C, litijs aizdegas, bet halogēnus saturošā atmosfērā tas uzliesmo jau istabas temperatūrā. Karsējot litijs tieši savienojas ar daudziem nemetāliem, piemēram, sēru, oglekli, ūdeņradi un spēj degt pat CO2 atmosfērā, atņemot tam skābekli.

Litijs enerģiski reaģē ar ūdeni un skābēm, izdaloties ūdeņradim.

 Izmantošana 
Litijs plaši tiek pielietots mobilo telefonu, elektromobiļu un portatīvo datoru akumulatoru ražošanā. Neliela litija daudzuma pievienošana sakausējumiem uzlabo to īpašības, piemēram, palielina alumīnija sakausējumu mehānisko un korozijas izturību un vara elektrovadītspēju. Litiju-6 izmanto atomenerģētikā tritija iegūšanai. Izkausēts litijs ir labs siltuma pārnesējs kodolreaktoros.

 Literatūra 
 N. Ahmetovs. Neorganiskā ķīmija. R:, Zvaigzne, 1978, 555.-558. lpp.

 Atsauces 

 Ārējās saites 

Kategorija:Ķīmiskie elementi
Kategorija:Litijs