Periodická tabulka prvků

Úvodní strana
Periodická tabulka
Program PT
Chemické odkazy
Kontakt


 

Lithium

Předcházející prvek Následující prvek


název Lithium
latinsky Lithium
anglicky Lithium
francouzsky Lithium
německy Lithium
značka Li
protonové číslo 3
relativní atomová hmotnost 6,941
Paulingova elektronegativita 0,98
elektronová konfigurace [He] 2s1
>> rozepsat
teplota tání 453,69 K, 180,54°C
teplota varu 1615 K, 1342°C
skupina 1 (I.A)
perioda 2
skupenství (při 20°C) pevné
oxidační čísla ve sloučeninách +1
verze pro tisk
verze pro tisk


diskusní skupiny
diskusní skupiny
(8)

Objevitel

Rok objevu Objevitel
1817 Johan August Arfwedson (1792-1841)

Výskyt

Všechny alkalické kovy jsou vysoce reaktivní, a proto se vykytují pouze ve sloučeninách. Samotné lithium je poměrně vzácný prvek, který v přírodě často doprovází sodík a draslík. Vlastních minerálů vytváří lithium poměrně málo.

Vlastnosti

Lithium je měkký, lehký a stříbrolesklý kov. Všechny alkalické kovy jsou silně elektropozitivní prvky a ze všech chemických prvků mají vůbec nejmenší hodnoty elektronegativity a ionizační energie. Jejich reaktivnost dále stoupá s rostoucím protonovým číslem a i jejich silné redukční vlastnosti rostou od lithia k cesiu (neuvažujeme-li francium). Alkalické kovy také charakteristicky barví plamen, a proto se využívají i při tzv. plamenových zkouškách k důkazu solí alkalických kovů a solí kovů alkalický zemin. Postup při této metodě je následující:
Platinový drátek, na který se nanese malé množství zkoumané látky, se vloží do plamene a podle charakteristické barvy poznáme zda se jedná o alkalický kov, kov alkalických zemin nebo zcela jinou sloučeninu.
Lithium barví plamen karmínově červeně. Sloučeniny alkalických kovů mají převážně iontový charakter.
Na vzduchu se lithium oxiduje, a proto se uchovává v ochranném prostředí (většinou v petroleji). Stejně jako sodík a draslík má nižší hustotu než voda, což znamená, že na vodě plave. Všechny alkalické kovy jsou mimořádně reaktivní a s dalšími prvky reagují přímo, téměř vždy se oxidují a jsou to tedy také silná redukční činidla. S vodíkem reaguje lithium až za mírného zahřátí a za vzniku hydridu lithného (LiH):

2Li + H2 → 2LiH

Reakcí alkalických kovů s kyslíkem vznikají sloučeniny, jejichž typ závisí na velikosti kationtu alkalického kovu. V tomto případě vzniká oxid, ale mohou vznikat i peroxidy (viz. sodík) nebo superoxidy (viz. draslík, rubidium a cesium).

4Li + O2 → 2Li2O

Za vyšších teplot reaguje s molekulovým dusíkem ze všech alkalických kovů právě jenom lithium. V našem případě vzniká nitrid lithný (Li3N):

6Li + N2 → 2Li3N

Všechny alkalické kovy bouřlivě reagují s halogeny za vzniků halogenidů, stejně tak i s vodou za vzniku hydroxidů (v případě lithia vzniká hydroxid lithný - LiOH):

2Li + X2 → 2LiX
2Li + 2H2O → 2LiOH + H2

Z halogenidů ostatních kovů jsou alkalické kovy naopak schopny vyredukovat příslušný kov:

AlCl3 + 3Li → Al + 3LiCl

Průmyslová výroba

Lithium se stejně jako ostatní alkalické kovy připravuje elektrolýzou tavenin halogenidů nebo hydroxidů alkalických kovů. Konkrétně lithium se vyrábí z taveniny chloridu lithného (LiCl). Na železné katodě se vylučuje lithium, na grafitové anodě naopak chlor.

2Li+ + 2e- → 2Li
2Cl- - 2e- → Cl2

Použití

Lithium se využívá převážně jako přísada do slitin ke zlepšení jejich vlastností. Dále se může používat např. na výrobu hydridu lithného (LiH).

Sloučeniny

1. bezkyslíkaté sloučeniny
LiX - halogenidy (X = F, Cl, Br, I)
bezbarvé, iontové a krystalické látky, které mají vysoký bod tání a varu
LiH - hydrid lithný
iontová a tuhá látka; využívá se k výrobě LiAlH4
Li2S - sulfid lithný
rozpustný ve vodě; silně zásaditý charakter
2. kyslíkaté sloučeniny
Li2O - oxid lithný
LiOH - hydroxid lithný
málo hygroskopický; ve vodě taktéž málo rozpustný
 
Copyright © 1998-2016 Jan Straka
Všechna práva vyhrazena. English version English version