鋰（拼音：lǐ，注音：ㄌ丨ˇ；英語：Lithium；源於拉丁語：λίθος，轉寫為「Lithos」，直譯「石頭」），是化學元素，化學符號 Li，原子序為 3，原子量為 6.941 u。中文名源於「_Lithos」_ 的第一音節發音「里」，而且是金屬，在左方加上部首「釒」。鋰是軟的銀白色鹼金屬。三粒電子中兩粒分布在 K 層，另一粒在 L 層。鋰是鹼金屬中最輕的一種。鋰常呈 + 1 或 0 氧化態，是否有 - 1 氧化態則尚未證實。但鋰和其化合物並不像其他的鹼金屬那麼典型，鋰的電荷密度很大並且有穩定的氦型雙電子層，使鋰易極化其他分子或離子，自己卻不易受到極化。這點影響到它和其化合物的穩定。

在標準條件，它是最輕的金屬和最輕的固體元素。同其他鹼金屬，鋰很活潑和易燃，應儲存在礦物油中。切割時展現出金屬光澤，但水氣會快速潮解之，變成暗銀灰色，接著變成黑色的氧化物。它不以元素狀態存在自然界，而只能於（通常是離子）偉晶岩礦物等化合物中出現，它們曾是鋰的主要來源。由於其離子的溶解度，它存在於海水中並通常從鹽水中獲得。從氯化鋰和氯化鉀的混合物中電解分離鋰金屬。

在自然界發現的兩種穩定同位素有所有穩定核素中每粒核子的結合能，鋰原子核處於不穩定狀態。核的性質相對不穩定，鋰在太陽系的含量排名第 26。由於以上因素，鋰在核物理學具重要用途。1932 年鋰原子向氦的核分裂是第一次完全人為的核反應，而氘化鋰用作熱核武器的燃料。

鋰及其化合物具多種工業用途，包括耐熱玻璃、陶瓷、鋰潤滑脂潤滑劑，用於生產鐵、鋼和鋁的助焊劑添加劑、鋰電池和鋰離子電池。這些用途消耗超過四分之三的鋰生產量。

在生物系統內有微量的鋰，但其功能不明。已知鋰鹽可作治療人類躁鬱症的情緒穩定藥物。



歷史

1800 年，巴西化學及政治家若澤・博尼法西奧・德・安德拉達在瑞典烏托島的一個礦坑中發現透鋰長石（LiAlSi4O10）。不過直到 1817 年約翰・奧古斯特・阿韋德松（Johann Arfvedson）在化學家永斯・貝吉里斯（Jöns Jacob Berzelius）的實驗室中分析透鋰長石礦物時才發現這個新元素的存在。這個元素組成的化合物跟鈉和鉀的化合物相似，但其碳酸鹽和氫氧化物在水中的溶解性較小，鹼性也較低。貝采利烏斯將這個鹼金屬命名為「lithion／lithina」，來自希臘語單詞 λιθoς（音譯為 lithos，意為「石頭」），來反映它是在固體礦物中發現，而不是在植物灰燼中發現的鉀，或是部分因在動物血液中有高豐度而知名的鈉。他將材料中的金屬命名為「鋰」。阿韋德松後來發現，鋰輝石和鋰雲母礦物都有這種相同的元素。1818 年，Christian Gmelin 首次發現鋰鹽燃燒的焰色為鮮紅色，但阿韋德松和 Gmelin 都未能將純元素與其鹽分離。直到 1821 年威廉・托馬斯・布蘭德電解氧化鋰才得到元素鋰，而這一個過程過去曾被化學家漢弗里・戴維（Humphry Davy）用來分離鹼金屬鉀和鈉。布蘭德還描述了一些純鋰鹽，如氯化物，估計氧化鋰含有約 55％的金屬，並估計鋰的原子量大約為 9.8 克 / 莫耳（現代值約 6.94 克 / 莫耳）。1855 年，羅伯特・威廉・本生和 Augustus Matthiessen 電解氯化鋰生產了更多鋰。這程序發現後德國公司 Metallgesellschaft AG 於 1923 年藉電解熔融氯化鋰和氯化鉀的混合物在商業生產鋰。鋰的生產和使用歷史上經歷了幾次劇烈變化。 鋰的第一種主要用途是第二次世界大戰及之後不久用於飛機引擎的高溫鋰潤滑油脂及類似用途。這用途得到一些事實的支持：鋰基皂有比其他鹼皂更高的熔點，並且比鈣基皂有更低的腐蝕性。對鋰皂和潤滑脂的需求得到了幾家小型採礦企業的支持，其中大部分企業是在美國。隨著核熔合武器的生產，冷戰時期對鋰的需求急劇增加。當被中子照射時，鋰 6 和鋰 7 都會產生氚，可用於自身產生氚，以及在氫化鋰形式的氫彈內使用的一種固體聚變燃料。美國在 1950 年代末到 1980 年代中期之間成為鋰的主要生產國。最後，鋰儲存量約為 42000 噸氫氧化鋰。儲存的鋰在鋰 6 中耗盡了 75％，這足以影響許多標準化學品中鋰的原子量，甚至一些「天然來源」中鋰的原子量已被從同位素分離設施排入地下水的鋰鹽污染。當使用霍爾－埃魯法工藝時，鋰用於降低玻璃的熔化溫度並改善氧化鋁的熔化行為。這兩種用途在 1990 年代中期佔據市場主導地位。核軍備競賽結束後，對鋰的需求下降，公開市場上能源庫存的出售進一步降低了價格。1990 年代中期，幾家公司開始從鹽水中提取鋰，比在地下或露天採礦更便宜。大多數礦山關閉或轉移到其他材料，因為只有來自分區偉晶岩的礦石才能以有競爭力的價格開採。例如，北卡羅來納州 Kings Mountain 附近的美國礦山在 21 世紀初之前關閉。

發展鋰離子電池增加了對鋰的需求，並在 2007 年成為主要用途。隨著 2000 年代鋰電池鋰需求激增，新公司擴大了鹽水開採工。有人認為，鋰在可再生能源和依賴電池的世界中將成為地緣政治競爭的主要對象之一，但這種觀點也被低估了經濟激勵對擴大生產的影響力。



存在與分布

天文上

雖然它在大爆炸中合成，但鋰（和鈹及硼）在宇宙中的含量明顯低於其他低原子序元素。破壞鋰所需的恆星溫度較低，以及缺乏常見生產鋰的過程。根據現代天文學，鋰的穩定同位素（鋰 6 和鋰 7）是三種在大霹靂產生的元素之一。雖然大爆炸核合成產生的鋰量取決於每粒重子的光子數，但有可接受的值，所以可以計算鋰豐度，而且宇宙中存在「宇宙學上的鋰差異」：老恆星的鋰含量似乎比應有的少，而一些年輕的恆星則有更多。老恆星中缺鋰顯然是由於鋰「混合」到恆星內部並被破壞，而鋰則在年輕恆星中產生。雖然它在高於攝氏 240 萬度（大多數恆星內部容易達到）時會因和質子碰撞而轉變為兩粒氦原子，但鋰含量仍比目前計算預測出在後代恆星中的要多。在棕矮星和某些異常的橙色恆星中也發現了鋰。鋰存在於較冷、質量較小的棕矮星中，但在較熱的紅矮星中被破壞，它在恆星光譜中的存在可用於「鋰試驗」，以區分皆比太陽小的棕矮星及紅矮星。某些橙色恆星也可能含有高濃度的鋰。那些有高於平均鋰濃度的橙色恆星（如 Centaurus X-4）繞著大質量的物體（中子星或黑洞）轉，它們的重力明顯將較重的鋰吸引到氫氦星的表面，導致我們觀測到更多的鋰。2015 年 2 月 19 日，日本國立天文台研究團隊從觀察 2013 年海豚座新星發現，新星爆炸製成了大量鋰元素，這意味著經典新星爆炸可能是宇宙製造鋰元素的主要機制。

陸地上

鋰在自然界豐度居第 27 位，地殼約含 0.0065%，儘管鋰在地球上廣泛分佈，但鋰活性高，在大自然不以元素形式存在。鋰的礦物有 30 餘種，主要在鋰輝石（ ${\ce {LiAlSi2O6}}$ ）、鋰雲母以及透鋰長石（ ${\ce {(LiNa)AlSi4O10}}$ ）和鋰蒙脫石黏土中。在人和動物的有機體、土壤和礦泉水、可可粉、菸葉、海藻中都有鋰存在。鋰在海水中的總含量非常大，估計為 2300 億噸，其中元素存在的相對恆定濃度為 0.14 至 0.25 百萬分之一濃度（ppm），或 25 微莫耳；而在海底熱泉附近，可以發現接近 7 ppm 的較高濃度。在地球，鋰含量估計占地殼重量的 20 至 70 ppm。鋰占火成岩的一小部分，其中在花崗岩中的濃度最大。花崗岩偉晶岩也提供最豐富的含鋰礦物，鋰輝石透鋰長石是商業上最可行的來源。另一種重要的鋰礦物來源是鋰雲母，它是由一系列的聚苯硫磷礦和三鋰鐵礦所形成，如今已成為一個過時的稱號。鋰的新來源是鋰蒙脫石黏土，目前只有美國的 Western Lithium 公司積極開發。在地殼中，鋰是第 25 位豐富的元素，每千克地殼含有 20 毫克的鋰。根據鋰和天然鈣的指南：「鋰是一種較稀有的元素，雖然它存在於許多岩石和一些鹽水中，但濃度總是非常低。鋰礦物和鹽水沉積物相當多，但是有實際或潛在的商業價值的，相對較少。很多價值非常小，其餘的則等級太低。」美國地質調查局估計，2010 年，智利擁有最大的儲量（目前 750 萬噸），而且年產量最高（8,800 噸）。鋰最大儲備基地位於玻利維亞的烏尤尼鹽沼地區，該地區有 540 萬噸。其他主要供應商包括澳大利亞、阿根廷和中國。截至 2015 年，捷克地質調查局將捷克共和國的整個厄爾士山脈視為鋰的礦區。註冊了五張礦床，其中一張靠近 Cínovec [cs] 的有 16 萬噸鋰，被認為是潛在的經濟礦床。
2010 年 6 月，紐約時報報導說，美國地質學家正在調查阿富汗西部乾鹽湖的地質，相信那裡有大量的鋰沉積物。五角大廈的官員表示，他們在一個位於加茲尼省的地方初步分析後，顯示此處與玻利維亞的鋰礦床潛力一樣大，而玻利維亞現今為世界上已知的最大鋰儲備地。這些預測主要根據舊數據，大部分在 1979－1989 年間被聚集，此時為蘇聯人佔領阿富汗的期間。美國地質調查局中阿富汗礦業項目的負責人史蒂芬・彼得斯說，過去兩年，他沒有意識到美國地質勘探局參與任何新的阿富汗礦產調查。他說：「我們不知道有任何鋰的發現。」鋰鹽水與英格蘭康瓦爾郡的錫礦區相關，目前考慮在 400 米深的測試鑽孔中評估項目。如果成功，熱鹽水的地熱能也將提供為鋰提取和精煉過程中的動力。按美國地質調查局推算，2016 年時鋰礦的世界蘊藏量 1400 萬噸，總生產量約 3 萬 5000 噸，其中智利的儲量達世界總儲量的 52%，中國 22% 居次，阿根廷和澳大利亞分別佔 14% 和 11%。生產方面澳大利亞通過礦石精製，南美洲則以費時的晾曬法提取鹽湖中鋰，所以前者生產效率比較高而生產量居世界之首，佔 41%，智利居次 34%，及阿根廷 16%、中國 6%。

生物上

在許多植物、浮游生物和無脊椎動物中能發現微量的鋰，濃度為 69 至 5760 ppb。在脊椎動物中，鋰濃度略低，幾乎所有脊椎動物組織和體液都含有 21 至 763 ppb 的鋰。海洋生物比陸地生物更容易將鋰生物累積。而鋰是否在這些生物體中有生理作用尚不清楚。



單質性質

概述

鋰是一種極易反應的柔軟的銀白色鹼金屬。它在金屬中比重最輕。鋰在空氣中易氧化，所以須貯存於固體石蠟、煤油或惰性氣體中。它能與水和酸作用放出氫氣，易與氧、氮、硫等化合。鋰鹽在水中的溶解度與鎂鹽類似，而不同於其他的鹼金屬鹽。

原子及物理性質

就像其他鹼金屬一般，鋰有一粒價電子而易失去而形成陽離子，是熱和電的良導體且為極易反應的元素，但其價電子和原子核很近（剩下的兩粒電子在 1s 軌域中，能量低且不參與化學鍵結），故此在鹼金屬中反應性最低。然而，液態鋰的反應性較固態鋰高許多。鋰金屬性質柔軟，可用刀切開，在切開的同時，銀白色切面會快速氧化為灰色的氧化鋰。雖然鋰的熔點在金屬中甚低（180°C，453 K），但卻是鹼金族中熔點及沸點最高的元素。鋰金屬有極低密度（0.534 g/cm3）和松木相當，為所有固體元素在室溫下密度最低的，第二低的鈉（0.862 g/cm3）比它密度高 60% 以上。且除了氫和氦之外，固體鋰的密度比任何其他液體元素還低，只有液氮（0.808 g/cm3）的三分之二倍。 鋰可以漂浮於最輕的烴油，也是三種可在水上漂浮的金屬之一，另外兩種則是鈉和鉀。鋰的熱膨脹係數是鋁的兩倍也幾乎是鐵的四倍。在 400 μK 標準壓力下，或在較高溫度（9K 以上）極大壓力（20GPa 以上）下，鋰有超導現象。在 70K 以下時，鋰像鈉一樣有無擴散的相變發生。在 4.2K 時，晶體為六方晶系（九層重複堆積），溫度升高後轉變為面心結構，再變為體心結構。六方晶系在液氦溫度（4K）很常見。鋰也在高壓有多種同素異形體的結構。鋰的比熱容為 3.58KJ/kg-k，是所有固體中最高，常用來當作熱傳導應用的冷卻劑。

化學性質與化合物

鋰很易與水反應，但活性卻比其他鹼金屬小許多。該反應在水溶液中會形成氫氣和氫氧化鋰。通常會和固體石蠟一起存放在碳氫化合物構成的密封罐中。雖然其他更重的鹼金屬可以存放在密度更大的物質中，像是礦物油，但鋰密度太小，無法完好浸至這些物質之中。在潮濕的空氣之中，鋰會快速失去光澤，外表會形成黑色的氫氧化鋰（LiOH 和 LiOH・H2O）、氮化鋰（Li3N）和碳酸鋰（Li2CO3，LiOH 和 CO2 應的結果。）接近火時，鋰化合物會發出強烈的深紅色，然而當鋰燃燒很旺盛時，火焰會轉為銀白色的亮光。暴露在水或水蒸氣中時，氧氣會點燃鋰並燃燒。鋰是易燃的，暴露在空氣中尤其是水中，可能會爆炸，但可能性較其他鹼金屬低。在常溫，鋰和水反應是活潑但非劇烈，反應產生的氫通常不會自燃。鋰生成的火很難熄滅，鋰與所有鹼金屬都需要乾粉滅火器（D 類）。而在標準狀況下，鋰是少數能與氮反應的金屬。鋰與鎂有對角線規則，它們有相似的原子和離子半徑。而它們相似的化學性質包括，與氮氣反應形成氮化物，在氧氣中燃燒時形成氧化物 （Li2O）和過氧化物（Li2O2），有相似溶解度的鹽，以及碳酸鹽 和氮化物的熱不穩定性。 鋰在高溫下與氫氣反應生成氫化鋰（LiH）。其他已知的二元化合物包括鹵化物（氟化鋰 LiF、氯化鋰 LiCl、溴化鋰 LiBr、碘化鋰 LiI），硫化物（硫化鋰 Li2S），超氧化物（超氧化鋰 LiO2）和碳化物（碳化鋰 Li2C2）。而對於其他許多的無機化合物，鋰會與陰離子結合而形成鹽：硼酸鹽、醯胺、碳酸鋰、硝酸鋰或硼氫化物（硼氫化鋰 LiBH4）。氫化鋁鋰（LiAlH2）通常用作有機合成中的還原劑。氦化鋰是一種相互作用非常弱的凡德瓦化合物，已在非常低溫中檢測到。與第一族中其他元素不同的是，鋰的無機化合物遵循偶體法則，而不是八隅體法則。



同位素與核性質

鋰在自然界以兩種同位素鋰 6 和鋰 7 組成，後者較豐富（在自然界豐度約 92.5%）。兩者皆有極低的核結合能（和在元素週期表中相鄰的元素：氦和鈹相比）。鋰是唯一低原子序元素中可藉核分裂產生淨能的元素。兩種鋰原子核皆有較低的束縛能，低於除了氘及氦 3 的其他穩定核素，因此，雖然它的原子量很小，在前 32 個元素中，鋰在太陽系中的含量低於其中的 25 個。 據目前所知，鋰有 7 個放射性同位素，最穩定的是半衰期 838 ms 的鋰 8 和半衰期 178 ms 的鋰 9，其他的放射性同位素半衰期皆少於 8.6ms ，半衰期最短的同位素為因質子發射後衰變的鋰 4，半衰期僅 7.6×10−23s。Li7 是產生於大霹靂核合成時的其中一種初始元素（或稱初始核素），少量鋰 6 和鋰 7 產生於恆星，可是被視為在出現同時又燒掉了，還有其他少量的鋰 6 和鋰 7 可能產生於太陽風、宇宙射線擊中較重的原子，和從早期太陽系的 7Be 和 10Be 的放射性衰變中產生。雖然鋰會產生於恆星核合成，但之後又會銷毀。鋰 7 也可以在碳星中產生。
鋰的同位素分餾基本上透過很多的自然過程，包含礦物形成（化學沉澱）、代謝和離子交換。鋰離子取代了八面體位置黏土礦物中的鎂和鐵，其中鋰 6 優於鋰 7 ，導致在超微過濾和岩石蝕變過程中富含輕同位素。已知外來的 11Li 會表現出核暈。雷射同位素分離的過程可用於分離鋰同位素，特別是鋰 7 與鋰 6。製造核武器和其他核物理用途是人工鋰分餾的主要來源，工業和軍事庫存保留了輕同位素鋰 6，其程度已使自然界的鋰 6 和鋰 7 比例在河流等地方有輕微但可測量出的變化。導致鋰標準化原子量異常不確定，因為它取決於這些自然界存在的穩定鋰同位素的自然豐度比例，它們可用於商業鋰礦物來源。鋰的兩種穩定同位素都可用雷射冷卻，並用於生產第一量子縮退玻色－費米混合物。

通過人工製備，已得到鋰的四種放射性同位素 ${\ce {^5Li}}$ 、 ${\ce {^8Li}}$ 、 ${\ce {^9Li}}$ 、 ${\ce {^11Li}}$ ，衰變方式如下：

　
: : ${}_{3}^{5}\mathrm {Li} \rightarrow {}_{1}^{1}\mathrm {H} +{}_{2}^{4}\mathrm {He} $

　
: ${}_{3}^{8}\mathrm {Li} \rightarrow \beta +{}_{4}^{8}\mathrm {Be} $

　
: ${}_{3}^{9}\mathrm {Li} \rightarrow \beta +{}_{4}^{9}\mathrm {Be} $

　
: ${}_{3}^{11}\mathrm {Li} \rightarrow \beta +{}_{4}^{11}\mathrm {Be} $

鋰的同位素可發生下列反應，放出熱量：

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

　
: ${}_{3}^{7}\mathrm {Li} +{}_{1}^{1}\mathrm {H} \rightarrow 2\ {}_{2}^{4}\mathrm {He} $

也可用來製備氚：

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



製備

鋰礦的提取法

硫酸鹽法

鋰輝石和硫酸鉀一起燒結，鉀將鋰置換出來，形成可溶於水的硫酸鋰。

　
: 2LiAl(SiO3)2＋K2SO4　→　Li2SO4＋2KAl(SiO3)2

硫酸鹽分解法很長一段時間內是工業製備鋰的唯一方法。此方法不僅適用於鋰輝石，也可用來處理鋰雲母。

石灰法

將石灰或石灰石與鋰礦石一起燒結，然後用水處理，浸取液經多次蒸發，可從中結晶析出氫氧化鋰，反應式如下（溫度為 1000℃）：

　
: 2LiAl(SiO3)2＋9CaO　→　Li2O＋CaO·Al2O3＋4[2CaO·SiO2]

此方法的優點是：

1. 適用性強，能分解幾乎所有鋰礦石。
2. 反應不需要稀缺原料，石灰和石灰石均較便宜且容易獲得。

缺點是：

1. 燒結時精礦會貧化，精礦中鋰含量要求很高。
2. 浸取後得到的是稀溶液，蒸發會消耗大量熱量，且耗時長。

硫酸法

首先提出此方法的是 R.B.Ellestad 和 K.M.Leute，此方法適用於 β- 鋰輝石和鋰雲母。原理如下（溫度為 250－300℃）：

　
: 2LiAl(SiO3)2＋H2SO4　→　Li2SO4＋H2O·Al2O3·4SiO2

此反應的關鍵問題是硫酸只能與 β- 鋰輝石反應，而對於 α- 鋰輝石無法與之反應。用硫酸直接分解未經鍛燒的鋰輝石，提取出來的鋰僅占總量的 4%。

天然滷水的提取

鋰的來源也包括天然滷水和某些鹽湖水。加工過程是將鋰沉澱成 Li2NaPO4，再將其轉變為碳酸鋰，即可作為原料來加工其他鋰化合物了。加工天然滷水還可得到硼砂、碳酸鉀、氯化鈉、硫酸鈉和氯化鎂等。

金屬鋰的製備

電解法

鋰可由電解熔融氯化鋰而得。Guntz 首先建議用電解熔融氯化鋰和氯化鉀的混合物來製備金屬鋰，這樣可以把熔融溫度從單質鋰的 610℃降至 400℃。以石墨為陽極，以低碳鋼為陰極，電解槽壓為 6.0－6.5V。這樣可以得到純度達到 99% 的鋰。

　
: ${\ce {Li+ + e- -> Li}}$

　
: ${\ce {2Cl- -> Cl2 + 2e-}}$

　
: 2LiCl(l)　→　2Li(s)＋Cl2(g)

電解法製得的金屬鋰通常有 Na、K、Mg、Ca、Fe、Si 和 Al 等機械雜質，須提純；雜質可重新熔融，再藉助比重不同濾除，不易除去的鈉和鉀可以通過氫化法除去。

熱還原法

3Li2O＋2Al　→　6Li＋Al2O3—33.6 千卡

2Li2O＋Si　→　4Li＋SiO2—76.3 千卡

還原氧化鋰是吸熱反應，再加上金屬鋰性質十分活潑，只能在高溫和高真空中反應。



用途

合成原料

鋰在許多反應可作為原料或中間物。在合成與鋰相關的無機化合物時，常常是將金屬鋰與其他單質反應。若要求純度較高，可用鋰與氣態單質或化合物反應。例如用鋰和硫化氫合成硫化鋰。反應方程式如下：

　
: 2Li + H2S → Li2S + H2

還原劑

金屬鋰溶於液氨和乙醇的混合溶劑中形成良好的還原劑，可用來還原含芳香環的有機化合物。貴重的甾化合物通常用這種辦法來還原。此法的優點是產率較高，缺點是比用鈉還原昂貴，所以僅用於還原一些貴重的化合物。

催化劑

鋰可用作丁二烯、異戊二烯等二烯烴聚合催化劑，也可用來製造共聚物。

電池工業

鋰的原子量很小，只有 6.9g・mol−1，用作陽極的電池有很高的能量密度。鋰也能製造用於低溫或高溫的電池。

用於低溫的電池通常用有機溶劑作電解質，並加入無機鹽使之更導電，常用無機鹽有高氯酸鋰、六氟磷酸鋰、六氟砷酸鋰和硫化鋰等。二次鋰電池中正極材料也為含鋰化合物，如鋰鈷氧化物、鋰鎳氧化物、鋰錳氧化物、鋰鐵氧化物等等，以及其多元化合物。二次鋰電池中負極材料，也與鋰的作用明顯。

　
: 電池陰極是鋰，陽極常用金屬氯化物。例如鋰－氯化銀電池的電池反應為：

　
: Li + AgCl → LiCl + Ag

用於高溫的電池，通常用熔融無機鹽作電解質，必須在該鹽的熔點以上方可使用。例如：

　
: 2Li + Cl2 → 2LiCl

合金

摻有鋰的合金一般有強度大，密度小，耐高溫等特性。也有人用鋰合成了鋰－鉛液態半導體合金。

醫療

醫療用途的鋰目前主要分為兩種：一種為外用的局部治療，另一種則為已廣泛使用的口服治療。.

根據臨床研究中顯示，當鋰使用於外用的局部治療時，能有效治療脂漏性皮膚炎（seborrheic dermatitis），目前鋰的作用機理還不十分清楚，這可能與鋰可抑制物質 - P（substance-P）及抑制 Malassezia yeasts（引發痘痘元兇之一的細菌）生長所需的所有游離脂肪酸有關。過去的一些研究顯示鋰可以抑制許多酶（enzyme）：鈉鉀泵（Na/K ATPase）、腺苷環化酶（adenylcyclase）、enzymes of the prostaglandins E1 synthesis、和 inositol-1-phosphatase 等。 鋰亦有抗發炎（anti-inflammatory）及免疫調節（immunomodulatory）的作用。除此之外，在法國的研究中顯示含鋰元素的活泉水（ Evaux thermal spring water）能改善癌症患者因治療所引起的皮膚指甲等的副作用。

口服的鋰主要用於精神科，用來治療躁鬱症。臨床使用的濃度為 1 毫克。口服用的鋰會造成許多皮膚的副作用，像是斑點丘疹（maculopapular eruption）、痤瘡（acne）、牛皮癬狀疹（psoriasiform eruption）。因此顯示口服的鋰有可能會促進或使已經存在的皮膚疾病更惡化，像是牛皮癬（psoriasis）和脂漏性皮膚炎（seborrheic dermatitis）。

其他用途

鋰還能用於：

1. 原子能工業中製造核反應爐的載熱劑
2. 製造特種合金、特種玻璃等
3. 作冶金工業中的脫氧劑，脫硫劑和脫泡劑
4. 作為燃料，可發射魚雷等武器
5. 可作為煙火的紅色部分

保存方法

乾燥環境下，鋰金屬不與氧氣發生反應，只有在潮濕的環境下才與氧氣發生反應，顏色由銀白色變成黑色最後再變成白色。實驗室中鋰金屬一般保存在乾燥的惰性氣體環境或是煤油中。



註解



參考資料



外部連結


* 元素鋰在洛斯阿拉莫斯國家實驗室的介紹（英文）

* EnvironmentalChemistry.com —— 鋰（英文）

* 元素鋰在 _The Periodic Table of Videos_（諾丁漢大學）的介紹（英文）

* 元素鋰在 Peter van der Krogt elements site 的介紹（英文）

* WebElements.com – 鋰（英文）

* 青海經濟信息網：自然資源（鹽類礦產 —— 鋰礦）

* 鋰與社會