Litium

3

helium ← litium → berillium

H
↑
Li
↓
Na

Periodieke tabel

Algemeen

Naam, simbool, getal

litium, Li, 3

Chemiese reeks

alkalimetale

Groep, periode, blok

1, 2, s

Atoommassa

6,94 g/mol

Elektronkonfigurasie

2s¹

Elektrone per skil

2, 1

Elektronegatiwiteit

0,98 (Skaal van Pauling)

CAS-registernommer

7439-93-2

Fisiese eienskappe

453,65 K
(180,50 °C)

1 603 K
(1 330 °C)

(0 °C, 101.325 kPa)
o,534 g/L

Voorkoms

Atoomeienskappe

Oksidasietoestande

+1 (sterk basis)

Ionisasie-energieë

1ste: 520,2 kJ/mol

2de: 7 298,1 kJ/mol

3de: 11 815,0 kJ/mol

125 pm

128 pm

182 pm

kubus (ruimtelik
gesentreerd

A2

145,92 kJ/mol

3 kJ/mol

6 000 m/s

Termiese geleidingsvermoë

(300 K) 84,7 W/(m·K)

Geskiedenis

Ontdek

1817

Ontdek deur

Johan August Arfwedson

Genoem na

Lithos, Grieks
vir "klip"

Vernaamste isotope

Hoofartikel: Isotope van litium
iso	NV	halfleeftyd	VM	VE (MeV)	VP
⁶Li	5%	Li is stabiel met 3 neutrone
⁷Li	95%	Li is stabiel met 4 neutrone

Verwysings

Litium is die chemiese element met die simbool Li en atoomgetal van 3. In die periodieke tabel kom dit voor in groep 1, tussen die alkalimetale.

Hoe werk 'n litium battery

Litium in sy suiwer vorm is 'n silwerwit metaal, wat vinnig sy glans verloor en oksideer in lug en water. Dit is die ligste vastestof element by STD en word primêr gebruik vir hitte-oordrag allooie, in batterye en dien as 'n bestanddeel in sommige dwelms wat bekend staan as gemoedstabiliseerders.

Kenmerkende eienskappeWysig

Litium is die ligste metaal met 'n digtheid van slegs die helfte van water. Soos alle alkalimetale, reageer litium maklik met water en kom dus nie vrylik in die natuur voor nie as gevolg van sy hoë reaktiwiteit. Litium is nieteenstaande minder reaktief as die chemies soortgelyk element natrium. Wanneer die metaal oor 'n vlam gehou word gee dit aanvanklik 'n opvallende karmosynrooi kleur vlam en namate dit helderder brand kry die vlam 'n helderwit kleur. Dit is ook 'n univalente element.

AanwendingsWysig

As gevolg van sy hoë spesifieke warmtekapasiteit (die hoogste van enige vaste stof, word litium dikwels aangewend in hitte-oordragtoepassings. Dit is ook 'n belangrike anodemateriaal vir batterye as gevolg van sy hoë elektrochemiese potensiaal. Ander gebruike sluit in:

Litiumsoute soos litiumkarbonaat (Li₂C O₃), litiumsitraat en litiumorotaat is gemoedstabiliseerders wat gebruik word in die behandeling van bipolêre stoornisse. Litium kan ook antidepressante werking hê.
Litiumchloried en litiumbromied is buitengewoon higroskopies en word dikwels as droogmiddel gebruik.
Litiumstearaat is 'n algemene veeldoelige hoëtemperatuur-smeermiddel.
Litium is 'n allooimiddel wat gebruik word in die sintese van organiese stowwe en vind ook toepassings in die kernenergie bedryf.
Litium word soms gebruik in glase en keramiek. Litium is byvoorbeeld gebruik in die glas vir die 200-duim-teleskoop by Mt. Palomar.
Litiumhidroksied word ingespan om koolstofdioksied van lug te skei in ruimtevaartuie en duikbote.
Allooie van die metaal met aluminium, kadmium, koper en mangaan word gebruik om hoëwerkverrigting-vliegtuigonderdele te vervaardig.
Litiumniobaat word baie gebruik in die telekommunikasiebedryf vir mobiele telefone en optiese moduleerders.

GeskiedenisWysig

Litium (Grieks lithos, wat klip beteken) is in 1817 ontdek deur Johann Arfvedson. Arfvedson het die nuwe element in die minerale spodumeen en lepidoliet in 'n petaliet erts ontdek LiAl(Si₂O₅)₂, wat hy geanaliseer het vanaf die eiland Utö in Swede. In 1818 was Christian Gmelin die eerste om op te merk dat litiumsoute 'n vlam helder rooi kleur. Beide mans het probeer om die element vanuit sy soute te isoleer maar het egter misluk.

Die element is eers later geïsoleer nadat W.T. Brande en Sir Humphrey Davy dit deur middel van elektrolise van litiumoksied reggekry het. Kommersiële produksie van litiummetaal is in 1923 deur die Duitse maatskappy Metallgesellschaft AG moontlik gemaak deur gebruik te maak van die elektroliese van 'n mengsel van gesmelte litiumchloried en kaliumchloried.

Die naam "litium" kry skynbaar sy oorsprong uit die feit dat dit in 'n mineraal ontdek is terwyl ander algemene alkalimetale in plantreste ontdek is.

VerspreidingWysig

Litiumkorrels

Litium kom wyd verspreid voor, maar kom nie in sy suiwer vorm in die natuur voor nie. Vanweë sy hoë reaktiwiteit, word dit altyd gevind in verbinding met een of meer elemente of stowwe. Dit maak 'n klein deel uit van byna alle stollingsgesteentes en kan ook in baie natuurlike mineraalbronne gevind word.

Ná die Tweede Wêreldoorlog het die produksie van litium baie toegeneem. Die metaal kan geskei word vanuit ander elemente in stollingsgesteentes en word ook onttrek uit die water van mineraalbronne. Lepidoliet, spodumeen, petaliet en ambligoniet is die belangriker minerale wat litium bevat.

In die Verenigde State word litium herwin vanuit die mineraalbronne in die droë Searlesmeer, in Kalifornië, asook by plekke in Nevada en elders. Die metaal, wat 'n silwerige voorkoms het soos natrium, kalium en ander lede van die alkalimetaalreeks, word elektrolities geproduseer vanuit 'n mengsel van gesmelte litium- en kaliumchloried. Die metaal het ongeveer VSA$ 300 per pond gekos in 1997.

IsotopeWysig

Litium wat natuurlik voorkom bestaan uit die twee stabiele isotope Li-6 en Li-7, waar Li-7 die oorgrote proporsie uitmaak (92.5%). Ses radio-isotope is geïdentifiseer met Li-8 die mees stabiele isotoop met 'n halfleeftyd van 838 ms en Li-9 met 'n minder as 8.5 ms halfleeftyd.

Die isotope van litium wissel in atoommassa van 4.027 emu (Li-4) tot 11.0438 emu (Li-11). Die primêre vervalmodus voordat die mees stabiele isotoop (Li-7) bereik word, is proton-emissie (met een geval van alfaverval) en die primêre modus daarna is beta-emissie (met 'n klein bietjie neutron-emissie). Die primêre vervalprodukte voor Li-7 is element 2 (helium) isotope en die primêre produkte daarna is element 4-(berillium)-isotope.

Litium-7 is een van die oerelemente (geproduseer deur die groot knal nukleosintese). Litiumisotope skei van mekaar tydens 'n wye verskeidenheid natuurlike prosesse, insluitend mineraalvorming (chemiese presipitasie), metabolisme, ioonuitruiling (Li ruil met magnesium en yster in oktahedrale liggings in kleiminerale, waar Li-6 voorkeur geniet bo Li-7), hiperfiltrasie en rotsverandering.

Voorkomende maatreëlsWysig

Litium in suiwer vorm is, soos ander alkalimetale, hoogs vlambaar en effe plofbaar wanneer aan lug blootgestel word, en in besonder aan water. Litium-metaal is ook baie korrosief en vereis spesiale hantering om kontak met die vel te vermy. Litium moet gestoor word in 'n niereaktiewe stof soos nafta of 'n koolwaterstof. Litium speel geen belangrike rol in biologiese prosesse nie en word as effe giftig beskou. Wanneer dit as 'n medisyne aangewend word, moet die konsentrasie in die bloed versigtig gemoniteer word.