Litium-2

LITIUM

1 18

H 2 13 14 15 16 17 He

Li Be B C N O F Ne

Na Mg 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 Al Si P S Cl Ar

K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr

Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe

Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn

Fr Ra Ac Rf Db Sg Bh Hs Mt ? ? ? ? ? ?

Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu

Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr

Li, atomnr. 3, molvekt 6,941 g, elektronkonfigurasjon (He)+2s1, smeltepunkt 180,54 °C, kokepunkt 1347 °C, tetthet 0,534 g/cm³ (ved 20 °C). Metallet har en middels varmeledningsevne på 0,848 W/cm/K ved 25 °C, litt mindre enn nikkel og litt mer enn kadmium. Den elektriske ledningsevnen er under middels med 8,55 mikrohm-cm, litt mindre enn jern og litt mer enn nikkel. Det er svakt paramagnetisk, med en magnetiserbarhet på 1,42x10^-5 cgs-enheter. De sterkeste spektrallinjene ligger i rødt på 6104 og 6708 Å, men det er også en klar i blått på 4603 og i ultrafiolett på 3233 Å.

Litium hører til gruppe 1 (også kjent som alkalimetallene) i det periodiske systemet. Det har (1995) 7 kjente isotoper, hvorav to, litium 6 og 7, er stabile og forekommer i naturen. Naturlig litium består av 2,5 atomprosent ⁶Li og resten ⁷Li. Ingen av de registrerte radioaktive isotopene har halveringstid på mer enn et sekund. på grunn av nærheten til den ultrastabile nukliden helium 4 har litium noen ganske eksotiske isotoper. Litium 4 og 5 har ikke noen stabilitet i det hele tatt. De gangene det har lykkes å lage dem har de desintegrert så raskt at det ikke har vært mlig å registrere noe tidsforløp ved å sende ut et proton og bli til henholdsvis helium 3 og 4. Litium 10 har det på samme måten, bortsatt fra at den skyter ut et nøytron og blir til litium 9 i stedet.

HISTORIE
Litium ble oppdaget av den svenske bergverksingeniøren Johan August Arfwedson i 1817 mens han arbeidet i laboratoriet til den berømte kjemipioneren Jöns Jacob Berzelius. Han drev og analyserte mineralet petalitt, LiAlSi₄O₁₀, som var funnet av den brasilianske vitenskapsinteresserte statsmannen og dikteren Jozé Bonifácio de Andrada E'Silva på den svenske øya Utö under europaturneen hans rundt 1800. Han hadde funnet Al, Si og O i mineralet, og resultatene tydet på at det også var et alkalimetall, men verken natrium eller kalium var forenlig med analysen. Derfor antok han at det var et nytt grunnstoff der. Berzelius støttet ham i dette og foreslo å kalle det lithium etter det greske lithos = 'stein,' siden det ble funnet i mineralriket. De to andre alkalimetallene var nemlig mest kjent fra biologiske substanser og selv om de også var funnet i mineraler ble tilknytningen deres til mineralriket regnet som tvilsom. Arfwedson var ikke den første som hadde analysert litiummineraler. Nicolas-Louis Vauquelin gjorde det i 1801. Han fant et "svinn" på 9,5 % når alt han hadde påvist i analysen av spodumen var tatt med. Flere andre fant slike svinn og tilskrev dem kalium. Johann Nepomuk von Fuchs så den røde litiumfarven ved en flammeprøve av spodumen, men tok ikke konsekvensen av det, noe han senere uttrykte oppriktig sorg over.

Johan August Arfwedson var født 12/1 1792 og er en av de yngste grunnstoffoppdagerne. Han var en stor begavelse og er kjent for mange analyser av mineraler. Men når de ikke førte til noen flere grunnstoffoppdagelser gikk han lei og trakk seg tilbake til sitt jernsmelteverk og sin romslige gård på Hedensö hvor han døde i 1841.

Jozé Bonifacio dro tilbake til Brasil i 1819, ble statsminister under portugiserkongen og var en av de som senere undertegnet den brasilianske uavhengighetserklæringen.

Metallet ble først fremstilt i 1818 av korniske kjemikeren Sir Humphrey Davy og samtidig av Brand‚ ved elektrolyse av smeltet oksyd, Li₂O. Men først i 1855 lyktes det de tyske kjemikerne Robert Wilhelm Bunsen (også kjent for brenneren) og Mattiessen ved elektrolyse av smeltet litiumklorid, LiCl, å fremstille så mye av metallet at egenskapene kunne underesøkes.

Det greske ordet lithos stammer sannsynligvis fra indoeuropeisk laidh- eller lidh-, 'skjære, såre,' som også kan ha en sammenheng med germansk laizdo, tysk verletzen, 'skade,' og norrønt lesta, 'mishandle.' Det går igjen i fremmedord som litografi, litosfære o.s.v. og i alle mineral- og bergartsnavn som slutter på '-itt.'

GEOLOGI
Litium utgjør 0,0020 % av, og er det 32. hyppigste grunnstoffet i den faste, øvre jordskorpen. I sjøvann er det 0,000018 % litium og det ligger der på en 17.-plass. I universet som helhet er det svært sjeldent, etter vanlige estimater ligger det på 0,0000000035 % totalt og 0,00000021 % av alt som ikke er hydrogen eller helium, og det er minst av alle de 83 grunnstoffene som forekommer selvstendig i naturen. Litiumatomene er riktignok veldig lette, men selv om vi regner atomprosent i stedet for masseprosent ligger litium helt nede på en 68.-plass.

Denne katastrofale underhyppigheten skyldes måten grunnstoffene lages på i forskjellige kjernekjemiske prosesser i universet. Sammen med naboene beryllium og bor ligger litium nede i en 'dump' mellom helium og karbon som de grunnstoffdannende prosessene i universet nærmest 'hopper over'. Det meste av de aller letteste grunnstoffene, hydrogen og helium, ble dannet ved universets 'skapelse' i "Big Bang", trolig sammen med en liten mengde litium. Men forøvrig er den viktigste grunnstoffdannende prosessen i denne delen av det periodiske systemet fusjon av heliumkjerner, som skjer i den siste fasen av livssyklusen til en stjerne. Derfor er isotoper som består av et helt antall He 4-kjerner langt vanligere enn andre i denne delen av det periodiske systemet, f.eks. C 12, O 16, Ne 20, Mg 24 o.s.v.

Andre kjerner dannes ved mer energirike prosesser, som novaer og stjerneeksplosjoner, hvor tyngre kjerner støter sammen med stor kraft og bruddstykker rives løs i støtet. Det aller meste av disse bruddstykkene er enkelte nøytroner som lett opptas i andre kjerner slik at det f.eks. dannes C 13 utfra C 12 eller C 14 utfra C 13, som siden går over til N 14 ved naturlig radioaktivitet. Slike nøytronopptaksprosesser er viktigst for de tunge grunnstoffene. Men verken Li, Be eller B kan dannes av helium ved nøytronopptak på grunn av nukleonskalleffekten. Ingen av de tyngre grunnstoffene kan heller lages ved enkeltvis nøytronopptak i litium, på grunn av berylliumisotopen 8, som går i stykker straks den dannes.

Størstedelen av isotopene av disse 3 grunnstoffene er laget av bruddstykker av tyngre kjerner som har støtt sammen i voldsomme kollisjoner, såkalte spallasjonsprosesser, som naturlig nok skjer sjeldnere enn de mindre energikrevende prosessene. En kjerne av Li 6 eller 7 kan f.eks. godt være resultatet av en front-mot-front-kollisjon mellom en jern- og en wolframkjerne, men det er nok atskillig mer vanlig at de er dannet etter en kraftig kollisjon mellom en C 12-kjerne og en heliumkjerne eller liknende. Fordi det krever mer energi for hvert nukleon som skal slås ut av karbonkjernen er det mer bor enn beryllium i universet og mer beryllium enn litium. Som et biprodukt av den alminnelige energiproduksjonen i stjernene kan litium dannes ved kollisjon mellom lettere kjerner, f.eks. tunge hydrogenisotoper og helium 3 eller 4, og dette er en type reaksjon som også kan ha en vesentlig betydning.

I jordskorpen drar disse tre lette grunnstoffene fordel av at de er lette og dermed konsentrerer seg i overflaten. Derfor er det atskillig større konsentrasjoner av dem her oppe enn i universet eller Jorda som helhet. Her oppe går også litium, det letteste av dem alle, foran de andre, også fordi litium som de andre alkalimetallene har en spesielt god affinitet til kvarts, feltspat og de andre bergartsdannende mineralene som er vanlige i den kontinentale jordskorpen. Som de andre alkalimetallene konsentreres litium spesielt i sjøvann, fordi alkaliionene vaskes lettere ut av berg ved erosjon og forvitring enn andre ioner.

Litium finnes i spormengder i vann, jord og stein overalt i verden og krystalliserer ut i egne mineraler på pegmatittganger spredt vidt omkring i alle verdensdeler. Litium er (1977) en hovedbestanddel av 49 forskjellige mineraler, hvorav 34 silikater, 11 fosfater, 2 blandede oksydhydroksyder, et fluoroaluminat og et blandingssulfid. De grunnstoffene litium forekommer vanligst sammen med i mineraler er oksygen med 48 mineraler og silisium med 34, men deretter følger tett aluminium med 31, hydrogen med 28, natrium med 22, fluor og jern med 15, kalium med 13, fosfor med 11, kalsium og mangan med 9, magnesium med 8, bor med 4, beryllium, titan og zirkonium med 3 og svovel, sink, arsen, strontium, niob, antimon, barium, tantal og bly med 1 hver. Med sin store forkjærlighet for dype, langsomtkrystalliserende pegmatittganger hvor alskens smårusk rekker å samle seg til egne mineraler, finner man litium sammen med forbløffende mange andre rariteter, og litiummineraler har ofte en komplisert sammensetning med 8-10 forskjellige grunnstoffer eller flere. Men i lys av dette er det jo ganske merkelig at det ikke finnes et eneste mineral med litium og de sjeldne jordmetallene. Vi merker oss ellers at det er et typisk 'litofilt' grunnstoff, som helst mineraliseres sammen med oksygen, selv om det altså forekommer et sulfid.

Spodumen, LiAlSi₂O₆, er et fargeløst til gråhvitt, blekblått, blekgrønt eller gullig monoklint pyroksenmineral med tetthet 3,03-3,22 g/cm³ og hardhet 6,5-7 som er det viktigste malmmineralet for litium og finnes i store forekomster i USA, Canada, Brasil, Argentina, Russland, Spania og Zaire. To smykkesteinsvarianter heter kunzitt (lilla) og hiddenitt (grønn).

Petalitt, LiAlSi₄O₁₀, er en hvit til grålig, noen ganger rosa eller grønn monoklin feltspatoid med tetthet 2,412-2,422 g/cm³ og hardhet 6,5 som brytes for litiuminnholdet i Sverige, Namibia og Zimbabwe.

Lepidolitt, K(Li,Al)₃(Si,Al)₄O₁₀(F,OH)₂, er et fargeløst, blekrosa eller blekt purpurfraget glimmermineral med tetthet 2,80-2,90 g/cm³ og hardhet 2,5-4 som forekommer i store leier i Zimbabwe, Namibia og Canada.

Det finnes påfallende mange litiumglimmere. Zinnwalditt, KLiFeAl(AlSi₃)O₁₀(F,OH)₂, er en annen ikke uvanlig form, men også bityitt, efesitt, masutomilitt, polylitionitt og taeniolitt inneholder litium, d.v.s. 28 % av alle kjente glimmere (1977).

Amblygonitt, (Li,Na)Al(PO₄)(F,OH), er et hvitt, gullighvitt, grønnlighvitt, blålighvitt eller grått triklint mineral med tetthet 3,0-3,1 g/cm³ og hardhet 5,5-6 med spredt forekomst. Ren litium-amblygonitt, d.v.s. uten natrium, kalles montebrasitt.

Elbaitt, Na(Li,Al)₃Al₆(BO₃)₃Si₆O₁₈(OH)₄, er en trigonal, rosa til grønn turmalin. Den rosa varianten kalles gjerne rubellitt og er funnet i Norge på Meløy i Helgeland.

Cookeitt, LiAl₄(AlSi₃)O₁₀(OH)₈, er et hvitgult til rosa, monoklint, glimmerliknende mineral i klorittgruppen som er funnet i Norge på en pegmatittgang ved Holandsfjord i Nordland.

Eckermannitt, Na₃(Mg,Li)₄(Al,Fe)Si₈O₂₂(OH,F)₂, er en monoklin alkaliamfibol.

Også havsalt og saltleier er av betydning for litiumproduksjon. Dessuten kan litium i likhet med de to neste alkalimetallene også utvinnes av planteaske. Særlig tobakksaske er rikt på litium, og kan inneholde opptil 0,5 %. Hoveddelen av litiumproduksjonen i dag skjer fra saltleier. Verdensproduksjonen 1999 var 15000 tonn, og de viktigste produsentlandene er Chile, Kina, Australia, Russland, Argentina, Zimbabwe og Canada. Chile regnes for å ha utnyttbare reservoarer på 3000000 tonn.

KJEMI
Reaksjoner og forbindelser med gruppe:

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18

òAnalyse òFremstilling òDemonstrasjonsforsøk òNoen viktige forbindelser

Litium er det minst abnorme av alkalimetallene, disse vanvittige metallene som er myke som smør og både flyter og freser og brenner når de kommer i vann. Riktignok er det enda lettere enn dem, faktisk det letteste av alle grunnstoffer som ikke er i gassform, men det er det hardeste og det minst reaktive av alkalimetallene. Likevel er det mykere enn bly, og du kommer lett gjennom med en skarp stålkniv. Snittflaten som kommer til syne er skinnende sølvblank, og hvis luften er noenlunde tørr, vil du kunne beundre den i flere minutter før den blir først gul, så grå av reaksjonsprodukter. I helt vannfri luft oksyderes litium ikke, men i fuktig luft går korrosjonen raskt. Tar du biten du skar av og legger den i vann, vil du se at den flyter høyt, og at det bobler av hydrogengass rundt den etter reaksjonen 2 Li + 2 H₂O = 2 Li⁺ + 2 OH^- + H₂. Men det går markert roligere for seg enn for natrium, og metallet smelter ikke, men forblir fast under reaksjonen. Oppvarmes litium i luft antennes det ved smeltepunktet (180 °C) og brenner voldsomt, med en blendende hvit, sterkt rykende flamme som er uhyre vanskelig å slukke. Litium er også ganske seigt og lar seg trekke til tynne tråder og hamre og valse til papirtynne folier. Oppbevaring av litium er litt av et problem, da det må beskyttes mot kontakt med luft, og litium flyter på de fleste væsker. Men visse bensin-destillater er lette nok til at metallet kan nedsenkes i dem. Ellers brukes også vakuum. I dampform foreligger litium som toatomige molekyler, Li₂.

Som en kan vente av et alkalimetall er litium enverdig i alle forbindelser. Forbindelsene og løsningene av dem er for det meste fargeløse, men de farger en flamme vakkert vinrød, noe som kan utnyttes til påvisning av litium. De fleste av dem skiller seg markert fra de andre alkalimetallenes i løselighet og likner mer på magnesiumforbindelsene. F.eks. er halogenidene, unntatt fluoridet, alle ekstremt vannløselige, mens de fleste saltene av oksosyrer er tyngre løselige enn for de øvrige alkalimetallene. Dette skyldes en forholdsvis sterkt kovalent karakter av bindingene mellom litium og anionene på grunn av at ladningstettheten på det lille kationet (radius 0,68 Å) trekker mer i elektronskyene rundt anionene enn de andre alkalikationene. Størrelsen av litiumionet fører også til at forbindelser med store anioner blir mindre stabile enn for de andre alkalimetallene mens de med små anioner blir mer stabile på grunn av pakningsforholdene ved krystalliseringen. F.eks. er litiumnitrid stabilt, mens natriumnitrid ikke eksisterer ved romtemperatur. Derimot er det mye lettere å varmespalte litiumkarbonat enn de andre alkalikarbonatene. Det lille litiumionet har også høy hydratiseringsenergi, og litiumforbindelser som fås fra løsning er derfor hydratisert, gjerne med 4 molekyler krystallvann. På grunn av det høye hydratiseringstallet skiller litiumløsninger seg markert fra ideelle løsninger og har gjerne svært lavt damptrykk og frysepunkt.

Som de andre alkalimetallene løses litium uten reaksjon i flytende ammoniakk og danner interessante løsninger med unike elektiske egenskaper som er dypblå til bronserøde, avhengig av metallkonsentrasjonen. Tynne løsninger er blåfarget av solvatiserte elektroner som beveger seg fritt i løsningen, mens en mettet løsning er bronsefarget. Til forskjell fra de andre alkalimetallene danner litium et gullgult, krystallinsk ammoniakat, Li(NH₃)₄, som er stabilt ved romtemperatur. I motsetning til de andre alkalimetallene danner litium heller ikke anioner i eterløsninger.

Litiumhydrid, LiH, kan lages ved å utsette smeltet litium for hydrogengass eller oppvarme litium og hydrogen til 600 °C i en lukket jernbeholder. Det er reaktivt og tar fyr av seg selv i luft i pulverform. Det er også et sterkt reduksjonsmiddel og spesielt effektivt fordi det avgir 2,02 g hydrogen for hvert 7,95 gram av hydridet. Forbindelsen er ionisk, har forholdsvis høyt smeltepunkt og reagerer med vann til hydrogengass. Den er en sterk base, men løser seg ikke i andre løsningsmidler enn de som den reagerer med til en løselig forbindelse.

Litiumhydrid kan også brukes til å lage litiumtetrahydroaluminat, også kalt litiumaluminiumhydrid, LaAlH₄, et mye brukt reduksjonsmiddel som reagerer mindre voldsomt enn det rene litiumhydridet.

Litium er ikke blandbart med kalium, rubidium eller cesium, og med natrium bare over 380 ºC. Intermetalliske forbindelser er kjent med f.eks. kalsium, strontium, kvikksølv, aluminium, thallium, tinn, bly og vismut. Disse er harde og sprø og har vanligvis mye høyere smeltepunkt enn litium selv. De fleste reagerer sakte med luft til forbindelsen er helt oppløst. Fremstillingen skjer ved sammensmelting og kan være svært voldsom og farlig å utføre. Noen forbindelser med grunnstoffene i gruppe 13-16 har også uortodoks støkiometri og intermetallisk karakter.

Litiumkarbid, Li₂C₂, kan lages ved reaksjon mellom litium og karbon ved 1000 °C eller mellom litiummetall og acetylen i flytende ammoniakk, men den siste reaksjonen går ikke fullstendig. Dette er et acetylid, som spaltes til litiumhydroksyd og acetylen i vann. Ved reaksjon mellom organometalliske forbindelser med litium og propyn, acetonitril og andre hydrokarboner og andre organiske stoffer kan det dannes andre karbidfaser som Li₄C og Li₄C₃.

På grunn av evnen til å danne bindinger med forholdsvis høy grad av kovalens har litium også en mengde interessante organometalliske forbindelser hvor litium i prinsippet er ionisk, men bindingen har så stort innslag av kovalens at forbindelsene blir molekylære. Til forskjell fra de andre alkalimetallenes tilsvarende er alkyllitiumforbindelsene både løselige i og blandbare med upolare organiske løsningsmidler. I hydrokarboner er de assosiert med hverandre, vanligvis som tetramerer og heksamerer, tilsynelatende uten Li-Li-bindinger, og de danner komplekser med etere og andre polare løsningsmidler. De er vanligvis fargeløse krystallinske forbindelser og svært reaktive, men mer stabile enn noen av de andre organoalkaliene. Arylforbindelsene er mer ioniske enn alkylforbindelsene, og løses ikke i upolare løsningsmidler. Generelt lages de ved å la n mol organisk halogenid reagere i edelgassatmosfære med 2n mol litium til en organolitiumforbindelse og et litiumhalogenid. Alkyllitiumforbindelsene er oftest termisk ustabile og dekomponerer med merkbar hastighet selv ved romtemperatur, vanligvis til litiumhydrid og alkener. I luft er de svært brennbare, spesielt i ren tilstand.

Litium danner mange komplekser med aminer, etere, karboksylater, alkoksyder, dialkylamider og mange andre ligander, med strukturer som skiller seg fra strukturen til andre komplekser med enverdige metallioner.

Det er kjent to litiumsilisider, Li₂Si og Li₄Si, som fås ved sammensmeltning av bestanddelene i riktig mengdeforhold. Det samme gjelder stannidene og plumbidene, som er tallrike, f.eks. Li₂₂Sn₅, Li₇Sn₂, Li₅Sn₂, Li₂Sn, LiSn, LiSn₂, og Li₂₂Pb₅, Li₇Pb₂, Li₃Pb, Li₈Pb₃, LiPb.

Litium er det eneste alkalimetallet som reagerer med nitrogen. Reaksjonen går merkbart allerede ved romtemperatur, og den går raskt ved 400 °C. Produktet, litiumnitrid, Li₃N, er et rødt, krystallinsk stoff som reagerer med vann til litiumhydroksyd og ammoniakk. I luft omdannes det langsomt til litiumkarbonat. Det er også brennbart, spesielt i finfordelt tilstand.

Litiumamid, LiNH₂, kan lages ved å varme opp litium til 400 °C i en strøm av ammoniakkgass, eller med litium i flytende ammoniakk med en jernforbindelse som katalysator. Det er en meget sterk base i flytende ammoniakk, men er tungt løselig. I vann hydrolyseres det til litiumhydroksyd og ammoniakk. Det kan lett oksyderes, f.eks. av lystgass til litiumazid, LiN₃. Det må beskyttes mot luftkontakt på grunn av oksydasjon til eksplosive produkter. Litiumalkylamider som f.eks. dietylamidet, LiN(C₂H₅)₂, lages ved reaksjon mellom butyllitium og alkylaminer.

Litiumimid, Li₂NH, lages av litiumamid ved termisk avspaltning av ammoniakk ved 450 °C.

Ved oppvarming til høy temperatur brenner litium i luft til litiumoksyd, Li₂O, ikke peroksyder og superoksyder som de andre alkalimetallene. Forbrenningsproduktet inneholder likevel små mengder av peroksyd, og et rent oksyd lages helst ved oppvarming av peroksyd, karbonat eller hydroksyd uten lufttilgang. Det er et hvitt, krystallinsk stoff som reagerer med vann til litiumhydroksyd under varmeutvikling. Oksydet er også en sterk base som reagerer med sure gasser og væsker til litiumsalter. Ved høye temperaturer reagerer det med mange oksyder og det kan også angripe reaksjonskaret.

Litiumperoksyd, Li₂O₂, kan lages ved reaksjon mellom litiumhydroksydmonohydrat og hydrogenperoksyd til litiumhydroperoksyd: LiOH.H₂O + H₂O₂ = LiOOH.H₂O + H₂O, som spalter av vann til peroksyd ved oppvarming i vakuum. Det er et hvitt, krystallinsk stoff som dekomponerer til oksyd og oksygen ved oppvarming til 195 °C. Det kan lagres lenge ved romtemperatur, men i luft reagerer det sakte med karbondioksydet til karbonat.

Litiumhydroksyd, LiOH, er produktet når litium reagerer med vann. Det lages oftest i form av monohydratet LiOH.H₂O, f.eks. ved å blande vannløsninger av kalsiumhydroksyd eller bariumhydroksyd og litiumkarbonat eller litiumsulfat, filtrere fra bunnfallet av kalsiumkarbonat eller bariumsulfat og inndampe løsningen. Vannfritt hydroksyd fås ved å varme opp hydratet i luft eller vakuum eller i en desikkator med tørkemidler. Ved videre oppvarming dannes oksyd. Både hydratet og det vannfrie hydroksydet er hvite krystallinske stoffer og sterke baser. Løseligheten i vann er god, men lavere enn for de andre alkalihydroksydene. Det vannfrie hydroksydet reagerer raskt med luftfuktigheten til hydrat hvis lufta ikke er helt tørr. Begge reagerer med karbondioksydet i lufta slik at det til slutt dannes karbonat. De reagerer effektivt med vannløsninger av syrer til litiumsalter. De reagerer også med mange sure gasser, men her er det vanskelig å få full omdanning.

Litiumsulfid, Li₂S, kan lages ved reaksjon mellom litium og svovel i flytende ammoniakk, eller med høy renhet ved reaksjon mellom litium og hydrogensulfid i helt vannfritt tetrahydrofuran. Det hydrolyserer lett, selv av luftfuktigheten. Det reagerer med svovel til en rekke forskjellige polysulfider.

Litiumborater kan lages ved sammensmelting av litiumhydroksyd eller litiumkarbonat og borsyre i forskjellig mengdeforhold. Litiummetaborat, LiBO₂, krystalliserer fra vannløsning med 8 molekyler krystallvann, som kan reduseres til 2 ved tørking og videre til 0,5. Litiumtetraborat, Li₂B₄O₇, krystalliserer fra vannløsning med 3 molekyler krystallvann. Litiumpentaborat, LiB₅O₈, krystalliserer som monohydrat fra vannløsning, men mister noe av dette vannet ved oppvarming.

Litiumkarbonat, Li₂CO₃, er sluttproduktet ved luftoksydasjon av litium og mange litiumforbindelser som er ubestandige i luft. Ellers lages det gjerne ved å felle litiumioner med karbonationer i vannløsning eller ved å boble karbondioksyd gjennom en vannløsning av litiumhydroksyd. Det reagerer med sterke syrer til litiumsalter av syrene under frigjøring av karbondioksyd. Det er tungt løselig i vann til alkalikarbonat å være, og løseligheten synker med økende temperatur. Men det er ikke hygroskopisk og vanligvis stabilt i luft. Litiumbikarbonat, LiHCO₃, er betydelig lettere løselig i vann, men hvis løsningen oppvarmes slik at det frigjøres karbondioksyd, felles litiumkarbonat.

Alkoksydene, f.eks. litiummetanolat, LiOCH₃, lages ved å løse litium i alkoholer. De er ikke spesielt reaktive, men hydrolyseres lett selv av luftfuktighet. De er sterke baser og reagerer heftig med syrer. De reagerer med karbondioksyd til alkylkarbonater, f.eks. litiummetylkarbonat, Li(CH₃)CO₃.

Litiumsilikater kan lages ved å smelte sammen litiumkarbonat og kvarts i passende mengder. Både metasilikatet, Li₂SiO₃, og ortosilikatet, Li₄SiO₄, er uløselige i kaldt vann, men dekomponerer i varmt. Noen av de viktige litiummineralene er litiumaluminiumsilikater, som spodumen, LiAlSi₂O₆, petalitt, LiAlSi₄O₁₀, og eukryptitt, LiAlSiO₄. Høytemperaturmodifikasjonen av eukryptitt, b-eukryptitt, har en negativ varmeekspansjonskoeffisient, d.v.s. den trekker seg sammen ved oppvarming.

Litiumnitrat, LiNO₃, lages enkelt ved å behandle litiumhydroksyd eller litiumkarbonat med salpetersyre. Det er svært lett løselig i vann og sterkt hygroskopisk. Fra løsning krystalliserer det som et trihydrat hvis løsningen står og fordamper ved en temperatur på under 30 °C. Over denne temperaturen krystalliserer det vannfrie nitratet.

litiumortofosfat, Li₃PO₄, og litiumdihydrogenortofosfat, LiH₂PO₄, lages ved reaksjon mellom 3 eller 1 mol litiumhydroksyd og 1 mol fosforsyre i vannløsning. Et dilitiummonohydrogenortofosfat, Li₂HPO₄, disproporsjonerer til trilitiumortofosfat og litiumdihydrogenortofosfat i vannløsning. Ved oppvarming dehydreres dihydrogenfosfatet til pyrofosfat: 2LiH₂PO₄ = Li₂H₂P₂O₇ + H₂O, og videre til metafosfat: Li₂H₂P₂O₇ = 2LiPO₃ + 2H₂O. Slike oppvarmingsprodukter har en tendens til å være glassaktige. Litiumfosfatene danner ikke hydrater fra løsning, slik som de andre alkalifosfatene. De har katalytiske egenskaper som kan utnyttes ved organisk syntese.

Litiumhypokloritt, LiOCl, lages gjerne industrielt ved å koke et litiummineral med svovelsyre, boble klorgass gjennom løsningen og inndampe den til tørrhet.

Litium reagerer raskt ved romtemperatur med fluor og klor til halogenider. Det reagerer bare svært langsomt med flytende brom, men raskere med brom- og joddamp. Litiumfluorid, LiF, lages helst ved reaksjon mellom litiumhydroksyd eller litiumkarbonat og flussyre. Det er et hvitt, krystallinsk stoff som ikke er hygroskopisk i motsetning til de andre halogenidene, og i motsetning til dem danner det heller ikke hydrater som kan isoleres fra vannløsning. Det er det tyngst løselige av alkalimetallfluoridene, men det mest stabile. Løseligheten øker ved tilsetning av flussyre fordi det dannes bifluoridioner, HF₂^-.

Litiumklorid, LiCl, lages ved reaksjon mellom saltsyre og litiumkarbonat eller litiumhydroksyd. Krystallene som felles ved inndamping er hydratiserte, og krystallvannet fjernes ved vakuumtørking. Tørking ved oppvarming i luft fører til at det dannes oksyd- eller hydroksydforurensninger hvis det er noen som helst fuktighet i lufta. Litiumklorid er det mest hydroskopiske, vanntiltrekkende stoffet som finnes. Løseligheten i vann er ekstrem. En mettet vannløsning ved 50 ºC inneholder nær 50 vektprosent litiumklorid, og molforholdet er høyere enn for noe annet alkalihalogenid. Det er også løselig i mange polare organiske løsningsmidler, løseligheten avhenger av graden av polaritet av løsningsmidlet.

Litiumbromid, LiBr, lages ved reaksjon mellom hydrogenbromid, helst i vannløsning, og litiumkarbonat eller litiumhydroksyd. Krystallene som felles ved inndamping er hydratiserte, og krystallvannet fjernes ved vakuumtørking. Som kloridet er det ekstremt lettløselig i vann, danner sterkt hygroskopiske krystaller som flyter ut i fuktig luft og er løselig også i polare organiske løsningsmidler. En mettet vannløsning ved 100 ºC inneholder 69,6 vektprosent litiumbromid, noe som er rekord for alkalihalogenider, men litiumklorid har et høyere molforhold.

Litiumjodid, LiI, kan lages ved reaksjon mellom hydrogenjodid og litiumkarbonat eller litiumhydroksyd. Hydrogenjodidet kan gjerne lages under prosessen ved å redusere jod med hydrogensulfid, men dette må skje uten lufttilgang for å unngå luftoksydasjon. Vannfritt jodid kan lages ved ekstremt forsiktig tørking i vakuum med langsom oppvarming. Det er som de andre halogenidene et hvitt, krystallinsk, sterkt hygroskopisk stoff som flyter ut i fuktig luft. Men det oksyderes lett av luft og misfarges av det frigjorte jodet. Jodidet er liksom de to foregående halogenidene ekstremt lettløselig i vann, men ikke fullt så ekstremt som dem. Derimot er det enda mer lettløselig i polare organiske løsningsmidler.

Analyse:

Emisjonsspektroskopi er velegnet for litium. Den viktigste linjen er 6708 Å, men også 6104, 4603 og 3233 er sterke og karakteristiske. En vanlig flammeprøve påviser litium kvalitativt ved en vakker vinrød farve. Små mengder kan registreres med et diffraksjonsspektroskop.

Fremstilling:

Industrielt produseres litiun fra spodumen som først er brent ved 1100 ºC for å forandre krystallstrukturen. Dette trinnet kan muligens hoppes over, men anbefales hvis du har muligheten til å utføre det. Uansett slipper du det hvis du bruker lepidolitt som utgangspunkt. Mineralet knuses og blandes med 93 % svovelsyre i en mengde som er ekvivalent med 135 % av litiumet i prøven. Blandingen varmes opp til 250 ºC (i avtrekk) i noen tid og etter avkjøling ekstraheres en løsning av litiumsulfat ved å riste prøven med vann. Med NaOH justeres pH til 7 hvorpå det tilsettes natriumkarbonat, litiumkarbonat felles og filtreres fra.

Overfør karbonatet til klorid ved å tilsette saltsyre til det slutter å bruse. Kok så av vannet. Krystaller av litiumkloridhydrat danner seg. De må dehydreres for videre behandling, men det kan ikke gjøres med videre oppvarming, for da reagerer det med vannet. Tørkingen skjer best i vakuum eller under en strøm av HCl-gass.

Smeltet litiumklorid elektrolyseres i et karbonfritt stålkar som er katoden mens grafittanoder stikker ned midt i karet. Ved tilsetting av 45 % KCl oppnås et eutektisk smeltepunkt på 400 ºC uten at kaliumet interfererer med elektrolysen, ellers smelter litiumkloridet først ved 610 ºC. 6-6,5 V er nok til å få elektrolysen til å gå og motstanden er såpass sterk i smelten at den holder seg smeltet så lenge strømmen går uten at det behøver tilføres varme. Litiumet flyter opp langs karkanten og kan utsettes for luft så lenge som det tar å skumme det av og føre det over i et luftbeskyttet oppbevaringssted.

Demonstrasjonsforsøk:

Vis flammeprøve på litium. Vis reaksjonen mellom metallet og vann, hvor høyt det flyter på vannet, at det ikke smelter og hvor mye roligere det går for seg enn for natrium. Vis natrium til sammenlignimg. Vis spontanantennelse av litiumhydrid. Gjerne også et bilde av en H-bombeeksplosjon.

Noen viktige forbindelser:

Litiumklorid. Hvite, kubiske, sterkt hygroskopiske krystaller som eser ut i fuktig luft. Tetthet 2,068 g/cm³. Sm.p. 605 ºC. Kok.p. 1325-1360 ºC. Hele 63,7 gram kan løses i vann ved 0 ºC., og så mye som 130 ved 95 ºC. Lettløselig også i alkohol, tyngre i aceton.

Litiumkarbonat. Hvite, monokline krystaller. Tetthet 2,11 g/cm³. Sm.p. 723 ºC. Dekomponerer ved 1310 ºC. Tungt løselig i vann. Uløselig i alkohol. Litiumkarbonat er sluttproduktet når litium-metall utsettes for luft, fordi det først dannede oksydet reagerer videre med karbondioksydet i luften.

Litiumhydrid. Hvite krystaller. Tetthet 0,82 g/cm³. Smeltepunkt 680 ºC. Finfordelt LiH tar spontant fyr når det utsettes for luft. Det er umulig å lage en løsning av det da det er uløselig i upolare væsker og reagerer med de polare. Et effektivt reduksjonsmiddel og hydrogeneringskilde.

n-Butylitium. Et fargeløst, krystallinsk stoff. Tetthet 0,765 g/cm³. Sublimerer ved 80-100 ºC. Dekomponerer i vann. Løselig i upolare organiske løsningsmidler som benzen og eter. Sterkt reaktivt og hygroskopisk.

BIOLOGI
Litiumsalter som tilføres via tarmkanalen forhindrer eller letner manisk-depressive plager hos mennesker. Mellom 600 og 1800 mg litiumkarbonat kan gis daglig. Andre salter kan også brukes. Noen av pasientene får problemer med muskelsvekkelse, mave- og tarmirritasjon og sløves i begynnelsen av behandlingen, men disse symptomene forsvinner etter en uke eller så. Langvarig behandlig kan resultere i en skjelving på hånden. En annen bivirkning som er observert er at skjoldbruskkjertelen hovner opp, men hevelsen minker eller forsvinner når man tar en pause i behandlingen.

Det antas at virkemåten har å gjøre med den ringe størrelsen på litiumionene og at dette gjør dem effektive i å konkurrere ut andre ioniske substanser som overfører elektriske signaler mellom nervecellene. Mer om det på: http://www.biopsychiatry.com/lithium.htm.

Litiumioner går ikke inn i stoffskiftet i kroppen og bindes ikke til protein eller plasma, men etablerer en dynamisk likevekt med andre ioner. Det utskilles vesentligst gjennom nyrene. Med en normal diett spiser man 0,1-2 mg litium daglig, og en person på 70 kg inneholder gjerne noe rundt 7 mg litium. Inntak av større mengder litium kan resultere i forgiftning. Symptomene er treghet, slapphet, søvnighet, skjelvetokter, muskelkramper, uklar tale, apetittløshet, oppkast og diaré, og i alvorlige tilfeller koma og død. Særlig utsatte er pasienter som f.eks. p.g.a. hjerteproblemer er satt på diett med lavt natriuminntak. Forsøk som ble gjort på 1940-tallet med å gi litium som natriumerstatning til disse fikk tragiske konsekvenser. Litiumforgiftning rammer først og fremst sentralnervesystemet og kan påvises ved å måle litiumkonsentrasjonen i kroppsserumet. Motgift finnes ikke. Behandlingen består i å sørge for at luftveiene holdes frie og beskyttet mot infeksjoner til litiumet er utskilt naturlig vei.

Det er ikke registrert tilfeller av litiumavhengighet og heller ikke noen abstinenssymptomer.

Organiske litiumsalter har vært anvendt til behandling av gikt og leddrevmatisme.

UTNYTTELSE
Den tidligste anvendelsen av litium var som legeringsmetall. En tilsetning av 0,04 % Li, 0,7 % Ca og 0,6 % Na til bly ga et hardere metall og ble brukt under navnet Bahnmetall til lager i tyske jernbanevogner. Scleron er en aluminiumslegering som var tilsatt litium for å øke hardheten. X2020 er en aluminiumslegering med 1,1 % Li, 4,5 % Cu, 0,5 % Mn og 0,2 % Cd som er sterk, lett og varmebestandig og brukes i flyindustrien. En magnesiumlegering med 14 % Li og 1 % Al, kalt LA141, er særlig sterk, smidig og lettere å bearbeide enn rent magnesium p.g.a. overgang fra heksagonal til kubisk romsentrert struktur. Den brukes i flyindustrien og i rustningsplater til militære kjøretøy. Litium i blylegeringer gir slitesterke lagermetaller.

Litium brukes mye som anode i forskjellige typer elektriske elementer, fordi den lave atomvekten betyr mer strøm pr. vektenhet. Den lave giftighetsgraden er også viktig, litiumbatterier trenger ikke å destrueres som spesialavfall, de kan brennes som vanlig søppel. Litiumbatterier er overlegne de fleste andre elementtyper i levetid og vekt og brukes i alle typer transportabelt utstyr. De kan lages så tynne som 0,5 mm, mens andre er så store at de kan drive elektriske biler.

Litiummetall brukes også mye som reduksjonsmiddel og gir ofte høyere utbytte enn andre alkalimetaller. C14-datering gjøres med massespektrometer på prøver som brennes for å lage karbondioksyd som reduseres til grafitt med litium. Grafitten ioniseres og kjøres gjennom massespektrometeret, som kan finne hvor mye det er av hver isotop. På grunn av reaktiviteten brukes litium til å rense kobber og kobberlegeringer. Metallet er effektivt som katalysator i polymeriseringsprosesser. Det brukes til vanlig som en dispersjon og kan f.eks. polymerisere monomerer som butadien, isopren, styren og akrylater til de tilsvarende polymerene.

Årsaken til at man velger å bruke litiumforbindelser er ofte den lave vekten. F.eks. er litiumhydrid effektiv som hydrogenkilde fordi det pr. gram gir hele 254 mg hydrogengass ved reaksjon med vann. Det brukes derfor mye som reduksjonsmiddel og metningsmiddel for hydrokarbonkjeder ved fettherding o.l. og andre formål hvor man trenger å utvikle hydrogen. Litiumhydrid brukes også til å lage litiumaluminiumhydrid, LiAlH₄, som gir mindre voldsomme reaksjoner enn det rene hydridet og brukes mye som reduksjonsmiddel.

Organometalliske litiumforbindelser har utstrakt bruk i organisk syntese p.g.a. reaktiviteten og at de er relativt letthåndterlige sammenlignet med tilsvarende andre alkalimetallforbindelser. Med få unntak fungerer de som grignardreagenser (se magnesium), men de er mer reaktive og gir ofte høyere utbytte av produktet. Metyl- og fenyllitium brukes som grignard-type reagenser ved metylering eller fenylering i organisk syntese. Butyllitium har et utstrakt bruk som polymerisasjonsinitiator, bl.a. ved fremstilling av gummi, f.eks. til bildekk.

Forskjellige litiumamider brukes til overføring av litiumatomer i syntesen, f.eks. litiumdiisopropylamid, ((CH₃)₂CH)₂NLi, og litiumheksametyldisilazid, ((CH₃)₃Si)₂NLi.

Litiumhydroksyd (LiOH) har en sterk affinitet til karbondioksyd, og brukes til å fjerne dette fra luften i livsoppholdelsessystemer under vann eller i verdensrommet. Det brukes også i fargestoffer, alkydmaling, fotografiske fremkallere og andre ting. Litiumhydroksydhydrat, LiOH.H₂O, brukes spesielt til å gjøre fargestoffer løselige ved tekstilfarging og trykking.

Av litiummetatantalat, LiTaO₃, lages ferroelektriske krystaller som brukes til å modulere laserstråler. Også litiummetaniobat, LiNbO₃, brukes i optisk teknikk.

Litiumkromat, Li₂CrO₄, brukes til å hemme korrosjon i mange forbindelser.

Litimmanganoksyd, litiumkoboltoksyd og litiumnikkeloksyd brukes som katode i noen litiumbatterier. I slike batterier kan gjerne litiumtitanat, LiTiO₃, brukes som anode.

Litiumtetraborat, Li₂B₄O₇, brukes som tilsetning til litiumsåpe og litiumbaserte smøremidler. Litiummetaborat, LiBO₂, brukes som elektrolytt i batterier.

Litiumkarbonat brukes som litiumkilde i glass, glasur, emalje, keramikk o.a. på samme måte som litiumfluorid, eller som tilsetning til elektrolytten ved aluminiumsproduksjon. Ved medisinsk litiumbehandling brukes gjerne karbonatet som litiumkilde. En eutektisk blanding av litium- og kaliumkarbonat brukes i karbonatbaserte brenselsceller.

Litium-2-hydroksyetoksyd, HOC₂H₄OLi, brukes til å lage polymerfilmer.

Acetyllitium, CH₃COLi, brukes ved fremstilling av kunstig vitamin A o.a. synteser. Litiumalkoksyder brukes som katalysator ved transforestring, utbytting av syre- eller alkoholgrupper i estere. Litiumdialkylamider er også mye brukt i organisk syntese.

Litiumacetat, CH₃COOLi, brukes i polymerer, tekstiler og liknende til å gjøre dem glattere, mattere, lettere å farge og mer bruddbestandige. Litiumbenzoat, C₆H₅COOLi, har noen av de samme funksjonene.

Litiumhydroksyd brukes også til fremstilling av litiumsåper, altså litiumsalter av fettsyrer, som er utgangspunkt for litiumbaserte smøremidler. Disse smøremidlene, for eksempel litiumstearat, C₁₅H₃₁COOLi, er bedre enn andre metallionbaserte smøremidler. De har god smøreevne både ved høye og særlig ved spesielt lave temperaturer, og p.g.a. lav vannløselighet motstår de vannpåvirkning bedre.

Litiumsilikater brukes i spesialmaling for en rekke materialer fordi de er i høy grad uløselige etter at malingen er tørket. Litiumpolysilikater brukes til akselerator for betong og liknende produkter.

Litiumnitrat brukes i fyrverkeri til å farge flammen rød. Det kan også brukes i kombinasjon med andre salter, mest nitrater, til å lage saltblandinger med lavt smeltepunkt. Til filt og andre tekstiler som ikke er vevd kan det brukes som antistatisk middel. Det brukes også som oksydasjonsmiddel og til etsing ved glassfabrikasjon. En litiumnitratløsning brukes til å absorbere ammoniakk fra avløpsvann.

En blanding av litiumortofosfat, Li₃PO₄, og vanadiumpentoksyd, V₂O₅, kan brukes til å katalysere oksydasjon av umettede hydrokarboner til anhydrider av dikarboksylsyrer.

Litiumhypokloritt, LiOCl, brukes som bleke- og desinfeksjonsmiddel, spesielt i svømmebassenger. Det vanlige urene produktet har et klorinnhold på 35-40 vektprosent.

Litiumfluorid som flussmiddelovertrekk på sveiseelektroder gir lav vekt og lettere håndterbarhet. Det brukes også som tilsetning til glass, emalje og keramikk, både for litiumets og fluorets skyld. Ved elektrolytisk aluminiumutvinning gir en tilsetning av litiumfluorid høyere ledningsevne og dermed produksjon til lavere pris. Litiumfluorid brukes også i røntgendosimetri basert på termoluminescens.

Litiumklorid er et hypereffektivt tørkemiddel og brukes i luftkondisjoneringsteknologien, som også utnytter konsentrerte litiumbromidløsninger på grunn av evnen til å oppta store mengder polare organiske stoffer fra lufta. Saltblandinger med litiumklorid brukes en del som loddesalt. En smeltet eutektisk blanding av litium- og kaliumklorid brukes som elektrolytt i høytemperaturelementer og ved produksjon av litiummetall.

Litiumsalter som fluorid, karbonat, sulfat og borater kan brukes til å herde glass ved ionebytting og omkrystallering i overflateskiktet. Natriumglass senkes ned i et bad av smeltede litiumsalter ved en temperatur som ligger over stresspunktet for glasset. Under avkjølingen trekker overflatelaget seg sammen og gir glasset høy styrke. En passende varmebehandling etterpå kan få litiumlaget til å krystallisere, noe som gjør glasset enda sterkere. En annen metode er å lage et litiumholdig glass og nedsenke det i et bad av natrium- eller kaliumsalter, men under stresspunktet. Igjen skjer det en ionebytting i overflaten og overflaten trekker seg sammen ved avkjøling.

Tilsetning av litiumforbindelser til glasskeramikk kan også gi større hardhet ved at det dannes krystallfaser av spodumen og eukryptitt etter varmebehandling. Slik glasskeramikk brukes gjerne til å lage kjøkkenutstyr, f.eks. kokekar, kjeler o.l., som krever høy styrke og lav varmeekspansjon.

Forskjellige litiumforbindelser, f.eks. hydroksyd og nitrat, kan brukes som tilsetning til betong for å hindre at kvartsen reagerer med alkalier.

Dermed er kapitlet om litiums utnyttelse over... Nei ikke helt. Vi åpner et klesskap og et skjelett faller ut. Det heter litiumdeuterid, LiD, og er utvilsomt det sterkeste sprengstoffet som finnes. En kg litiumdeuterid som initieres på rett måte gir samme sprengvirkning som 50000 tonn TNT.

Årsaken til at litium er så sjeldent i naturen er at det kreves så mye energi for å lage det. Men denne energien kan også frigjøres. Litiumisotopen litium-6 har den egenskapen at hvis den utsettes for nøytroner, spaltes den etter reaksjonen ⁶Li + ¹n = ³T + ⁴He. Denne reaksjonen har i seg selv et høyt energiutbytte og når den kombineres med reaksjonen mellom det frigjorte tritiumet og deuteriumet: ³T + ²D = ⁴He + ¹n, har vi laget en liten sol, og sluppet løs et lite helvete, med alt det innebærer.

Den samme fusjonsreaksjonen er for så vidt også planlagt brukt i reaktorer med fredeligere formål.

Hovedkilder:

Prof.dr.phil. Haakon Haraldsen (Asch.konv.leks.5.utg.b.12)
W. A. Hart & O. F. Beumel jr. Lithium and its Compounds Pergamon Press 1975.
F. Albert Cotton & Geoffrey Wilkinson "Advanced Inorganic Chemistry" Wiley, New York 1988.
CRC Handbook of Chemistry and Physics, 57th ed. 1976-77.
Mary Elvira Weeks, Discovery of the Elements, Journal of Chemical Education, Easton, Pennsylvania 1960.

:-) LEF