Lit

Ten artykuł dotyczy pierwiastka chemicznego. Zobacz też: inne znaczenia.

Lit

– ← lit → beryl
H ↑ Li ↓ Na 3 Li
Wygląd
srebrzystobiały
Widmo emisyjne litu
Ogólne informacje
Nazwa, symbol, l.a.	lit, Li, 3 (łac. lithium)
Grupa, okres, blok	1 (IA), 2, s
Stopień utlenienia	I
Właściwości metaliczne	metal alkaliczny
Właściwości tlenków	silnie zasadowe
Masa atomowa	6,94 ± 0,06[a][5]
Stan skupienia	stały
Gęstość	535 kg/m³
Temperatura topnienia	180,54 °C[1][2]
Temperatura wrzenia	1342 °C[1][2]
Numer CAS	7439-93-2
PubChem	3028194
Właściwości atomowe Promień • atomowy • walencyjny • van der Waalsa 152 pm (empiryczny); 167 pm (obliczony)[6] 128 pm[6] 182 pm[6] Konfiguracja elektronowa [He]2s1 Zapełnienie powłok 2, 1 (wizualizacja powłok) Elektroujemność • w skali Paulinga • w skali Allreda 0,98 0,97 Potencjały jonizacyjne I 520,2 kJ/mol II 7298,1 kJ/mol III 11815,0 kJ/mol
Właściwości fizyczne Ciepło parowania 145,92 kJ/mol Ciepło topnienia 3 kJ/mol Ciśnienie pary nasyconej 1,63×10−8 Pa (453 K) Konduktywność 10,8×106 S/m Ciepło właściwe 3582 J/(kg·K) Przewodność cieplna 84,7 W/(m·K) Układ krystalograficzny regularny przestrzennie centrowany Twardość • w skali Mohsa 0,5 Prędkość dźwięku 6000 m/s (293,15 K) Objętość molowa 13,02×10−6 m³/mol
Najbardziej stabilne izotopy izotop wyst. o.p.r. s.r. e.r. MeV p.r. 6Li 7,5% stabilny izotop z 3 neutronami 7Li 92,5% stabilny izotop z 4 neutronami 8Li {syn.} 838 ms β− β−+2α 16,004 16,096 8Be brak
Niebezpieczeństwa Karta charakterystyki: dane zewnętrzne firmy Sigma-Aldrich [dostęp 2011-09-30] Globalnie zharmonizowany system klasyfikacji i oznakowania chemikaliów Na podstawie Rozporządzenia CLP, zał. VI[3] Niebezpieczeństwo Zwroty H H260, H314, EUH014 Zwroty P P223, P231+P232, P280, P305+P351+P338, P370+P378, P422[7] NFPA 704 Na podstawie podanego źródła[4] 2 3 2 W
Jeżeli nie podano inaczej, dane dotyczą warunków normalnych (0 °C, 1013,25 hPa)
Multimedia w Wikimedia Commons
Hasło w Wikisłowniku

Lit (Li, z gr. λίθος lithos ‛skała’) – pierwiastek chemiczny o liczbie atomowej 3^[8]. W czystej postaci jest miękkim, srebrnobiałym metalem. Należy do grupy metali alkalicznych (litowców). W warunkach standardowych jest najlżejszym metalem i pierwiastkiem o najniższej gęstości w fazie stałej. Jak wszystkie pierwiastki grupy I jest wysoce reaktywny i palny. W związku z tym najczęściej przechowuje się go w olejach mineralnych, ewentualnie w atmosferze gazów obojętnych (w przypadku litu są to gazy szlachetne – najczęściej argon lub hel). Po przecięciu lit ma metaliczny połysk, ale kontakt z wilgotnym powietrzem prowadzi do korozji, zmieniającej powierzchnię na srebrnoszarą, matową, a następnie, wraz z postępem korozji, na całkowicie czarną lub z licznymi czarnymi plamami.

Z powodu wysokiej reaktywności lit nie występuje w naturze w stanie wolnym, a jedynie w postaci związków, które zwykle mają budowę jonową. Występuje w wielu pegmatytach oraz wodzie morskiej, gdyż kation litowy (Li+
) jest dobrze rozpuszczalny. Najczęściej otrzymuje się go z solanek i glin. Przemysłowo lit uzyskuje się poprzez wydzielanie za pomocą elektrolizy z mieszaniny chlorku litu i chlorku potasu.

Jądro litu jest na granicy stabilności, ponieważ oba stabilne izotopy występujące w przyrodzie mają jedne z najniższych energii wiązań jądra atomowego (na nukleon) ze wszystkich stabilnych jąder atomowych. Względnie mała stabilność powoduje, że lit występuje rzadziej w Układzie Słonecznym od 25 z pierwszych 32 pierwiastków układu okresowego, pomimo małej masy atomowej^[9]. Z podobnych powodów lit jest ważnym pierwiastkiem w fizyce jądrowej. Przemiana jąder litu w jądra helu w 1932 roku była pierwszą w pełni dokonaną przez człowieka reakcją jądrową, a wodorek litu 7
Li2
H służy jako paliwo jądrowe w kontrolowanych syntezach termojądrowych^[10].

Lit i jego związki mają wiele różnorakich zastosowań przemysłowych, w tym w produkcji szkła i ceramiki żaroodpornej, wytrzymałych stopów używanych w lotnictwie, ogniw litowych i akumulatorów litowo-jonowych. Te trzy zastosowania zużywają ponad połowę światowej produkcji litu.

Choć śladowe ilości litu są obecne we wszystkich organizmach, nie ma on wyraźnej funkcji biologicznej. Zwierzęta i rośliny mogą żyć bez niego w zdrowiu. Jednak pobocznych funkcji litu w organizmach nie wykluczono. Kation litu Li+
podawany w postaci jednej z soli jest używany jako stabilizator nastroju w leczeniu choroby afektywnej dwubiegunowej.