Lítium

Nem tévesztendő össze a következővel: Litium.

3 hélium ← lítium → berillium H ↑ Li ↓ Na [He] 2s1 3 Li Periódusos rendszer
Általános
Név, vegyjel, rendszám	lítium, Li, 3
Latin megnevezés	lithium
Elemi sorozat	alkálifémek
Csoport, periódus, mező	1, 2, s
Megjelenés	ezüstfehér, szürke
Atomtömeg	6,938–6,997  g/mol[1]
Elektronszerkezet	[He] 2s1
Elektronok héjanként	2, 1
Fizikai tulajdonságok
Halmazállapot	szilárd
Sűrűség (szobahőm.)	0,535 g/cm³
Sűrűség (folyadék) az o.p.-on	0,512 g/cm³
Olvadáspont	453,69 K (180,54 °C, 356,97 °F)
Forráspont	1615 K (1342 °C, 2448 °F)
Olvadáshő${\displaystyle \Delta _{fus}{H}^{\ominus }}$	3,00 kJ/mol
Párolgáshő ${\displaystyle \Delta _{vap}{H}^{\ominus }}$	147,1 kJ/mol
Moláris hőkapacitás	(25 °C) 24,860 J/(mol·K)
Gőznyomás P/Pa 1 10 100 1 k 10 k 100 k T/K 797 885 995 1144 1337 1610
Atomi tulajdonságok
Kristályszerkezet	köbös tércentrált
Oxidációs szám	1 (erősen bázikus oxid)
Elektronegativitás	0,98 (Pauling-skála)
Ionizációs energia	1.: 520,2 kJ/mol
	2.: 7298,1 kJ/mol
	3.: 11815,0 kJ/mol
Atomsugár	145 pm
Atomsugár (számított)	167 pm
Kovalens sugár	134 pm
Van der Waals-sugár	182 pm
Egyebek
Mágnesség	paramágneses[2]
Fajlagos ellenállás	(20 °C) 92,8 nΩ·m
Hővezetési tényező	(300 K) 84,8 W/(m·K)
Hőtágulási együttható	(25 °C) 46 µm/(m·K)
Hangsebesség (vékony rúd)	(20 °C) 6000 m/s
Young-modulus	4,9 GPa
Nyírási modulus	4,2 GPa
Kompressziós modulus	11 GPa
Mohs-keménység	0,6
Brinell-keménység	- HB
CAS-szám	7439-93-2
Fontosabb izotópok
Fő cikk: A lítium izotópjai izotóp természetes előfordulás felezési idő bomlás mód energia (MeV) termék 6Li 7,5% Li stabil 3 neutronnal 7Li 92,5% Li stabil 4 neutronnal
Hivatkozások

A lítium a periódusos rendszer I. főcsoportjába, az alkálifémek közé tartozó kémiai elem. Vegyjele Li, rendszáma 3. Elnevezése a görög λίθος (lithosz, kő) szóból ered. Régies magyar elnevezése lavany.^[3] Elemi állapotban lágy, ezüstfehér színű fém. Szabványos hőmérsékleten és nyomáson a lítium a legkisebb atomtömegű fém és a legkisebb sűrűségű szilárd elem. Mint minden alkálifém, erősen reaktív és gyúlékony, emiatt jellemzően ásványi olajba merítve tárolják. Amikor felvágják, a lítium fémesen csillog, de a nedves levegővel érintkezve a felület gyorsan tompa ezüstszürkévé, majd feketévé korrodálódik. Mivel erősen reaktív, a természetben elemi állapotban nem található meg, csak vegyületeiben fordul elő, amelyek általában ionosak. A lítium számos pegmatit ásványban előfordul, de a lítiumion oldhatósága miatt jelen van az óceánokban is, ennek okán gyakorta állítják elő telített sósvízből és agyagból. Az iparban lítium-klorid és kálium-klorid keverékének elektrolízisével különítik el és állítják elő.

A lítium atommagok az instabilitás peremén léteznek, mivel a természetben megtalálható két stabil izotópjában az egy nukleonra jutó kötési energiája a stabil nuklidok között a legalacsonyabbak közé tartozik. Atommagjának viszonylagos instabilitása következtében a periódusos rendszer első 32 eleme közül csak a 26. leggyakoribb a Naprendszerben, annak ellenére, hogy atomtömege rendkívül kicsi.^[4] Hasonló okokból kifolyólag a lítiumot szoros szálak fűzik a magfizikához. A lítiumatomok héliummá történő átalakítása (transzmutálása) volt az első teljes egészében ember által kiváltott nukleáris reakció (1932-ben), míg a lítium-6-deuterid fúziós üzemanyagként szolgál a többfázisú termonukleáris fegyverekben.^[5]

A lítiumot és vegyületeit számos ipari alkalmazásban használják, beleértve a hőálló üvegeket és kerámiákat, a repülőgépiparban használt ötvözeteket (nagy szilárdság, kis tömeg), a lítiumelemeket és a lítiumion-akkumulátorokat. A teljes lítium termelésnek több, mint a felét ezek az alkalmazások igénylik.

A lítium nyomokban minden élőlényben megtalálható. Az elemnek nincs szerepe semmilyen láthatóan létfontosságú biológiai folyamatban, mivel az állatok és a növények lítiummentes környezetben is egészségesek maradnak. A nem létfontosságú funkciók azonban nem zárhatók ki. A lítiumion (Li⁺) különféle sói formájában adagolva hasznos hangulatstabilizálónak bizonyult a bipoláris zavarban szenvedők kezelésekor, köszönhetően az ion emberi szervezetben kifejtett neurológiai hatásainak (lásd: lítiumterápia).

A többi alkálifémhez hasonlóan a lítiumnak is egyetlen vegyértékelektronja van, amelynek leadásával könnyen kationt képez.^[6] Emiatt jó villamos- és hővezető, valamint nagyon reakcióképes elem, habár az alkálifémek közül a legkevésbé reaktív. Más alkálifémekhez képest kisebb reaktivitása annak köszönhető, hogy a vegyértékelektronja közel helyezkedik el az atommagjához (a fennmaradó két elektron a lítium 1s héján helyezkedik el, és emiatt sokkal alacsonyabb energiájú, így ezek nem vesznek részt a kémiai kötésekben).^[6]

A fém lítium elég puha ahhoz, hogy késsel vágható legyen. Amikor felvágják, ezüstfehér színű és fémes csillogású, ám az oxidáció miatt gyorsan elszürkül, elfeketedik.^[6] Bár a fémek között az egyik legalacsonyabb olvadáspontú elem (180 °C), olvadás- és forráspontja az alkálifémek közt a legmagasabb.^[7]

A lítium sűrűsége nagyon kicsi, mindössze 0,534 g/cm³, a fenyőfáéhoz hasonló. A szobahőmérsékleten szilárd elemek közt a legkisebb sűrűségű, a következő legkönnyebb szilárd elem – a kálium – több, mint 60%-kal sűrűbb (0,862 g/cm³). Ezen túlmenően a héliumot és hidrogént leszámítva könnyebb, mint bármely folyékony elem, sűrűsége csupán ⅔-a a folyékony nitrogénének (0,808 g/cm³).^{[m 1][8]} A lítium úszik a legkönnyebb szénhidrogén olajok felszínén is, és egyike annak a három fémnek, amelyek képesek úszni a vízen (a másik kettő a nátrium és a kálium).

A lítium hőtágulási együtthatója kétszerese az alumíniuménak és négyszerese a vasénak.^[9] Normál nyomáson 400 μK alatt, illetve nagyon magas nyomáson (>20 GPa) már valamivel magasabb hőmérsékleten (több mint 9 K) szupravezetővé válik.^[10] 70 K alatti hőmérsékleten – a nátriumhoz hasonlóan – diffúzió nélküli fázisváltozáson megy keresztül. 4,2 K hőmérsékleten romboéderes kristályszerkezete van (kilenc rétegű), amely magasabb hőmérsékleten lapközepes köbös ráccsá, majd térközepes köbös ráccsá alakul át. A folyékony hélium hőmérsékletén (4 K) a romboéderes szerkezet a legelterjedtebb.^[11] Magas nyomáson több allotrop módosulata is ismert.^[12]

A lítium fajlagos hőkapacitása – 3,58 kJ/(kg·K) – a legmagasabb az összes szilárd anyag közül.^[13][14] E tulajdonsága miatt a fém lítiumot gyakran használják hűtőfolyadékként különböző hőátadásos folyamatokhoz.^[13]

A lítium azonnal kölcsönhatásba lép a vízzel, de észrevehetően kisebb energiával, mint más alkálifémek. A reakció során hidrogéngáz és vízben oldott lítium-hidroxid keletkezik.^[6] A vízzel való heves reakciója miatt a lítiumot általában valamely szénhidrogén, gyakran petrolátum (vazelin) alatt tárolják. Bár a nehezebb alkálifémek sűrűbb anyagokban is tárolhatóak – mint például ásványi olajok – a lítium nem elég sűrű ahhoz, hogy teljesen elmerüljön ezekben a folyadékokban.^[15] Nedves levegőn a lítium gyorsan elhomályosul a lítium-hidroxid (LiOH és LiOH·H₂O), a lítium-nitrid (Li₃N) és a lítium-karbonát (Li₂CO₃, a LiOH és a CO₂ közti másodlagos reakció eredménye) alkotta fekete bevonattól.^[16]

Lángba helyezve, a lítium vegyületei markáns bíborvörösre színezik azt, erősen égve azonban a láng ragyogó ezüstszínűvé válik.^[17] A lítium száraz levegővel nem lép kölcsönhatásba, de oxigénben meggyullad és elég, ha vízzel vagy vízpárával érintkezik.^[18] A lítium szabad levegőn, vagy különösen vízzel érintkezve gyúlékony és robbanásveszélyes, bár kevésbé, mint a többi alkálifém. A lítium–víz reakció normál hőmérsékleten gyors ugyan, de nem erőteljes, mert a reakcióban keletkező hidrogén nem gyullad meg. Az alkálifém-tüzekhez hasonlóan a lítium-tüzet is nehéz eloltani, mert száraz porral oltó készüléket igényel. A lítium az egyetlen fém, amely a nitrogénnel már szobahőmérsékleten egyesül.^[19][20]

A lítium erős hasonlóságot mutat a magnéziummal (úgynevezett átlós kapcsolatban vannak), atom- és ionsugaruk közel azonos. A két fém közötti kémiai hasonlóság megmutatkozik a nitridképzésükben (nitrogénnel reagálva); az oxid- (Li₂O) és peroxidképzésükben (Li₂O₂) oxigénben elégetve; sóik hasonló oldhatóságában; valamint nitridjeik és karbonátjaik termikus instabilitásában.^[16][21] A fém nagy hőmérsékleten (>500 °C) reakcióba lép a hidrogéngázzal, ezzel lítium-hidridet (LiH) hozva létre.^[22]

Egyéb ismert biner (kétkomponensű) vegyületei közé tartoznak a halogenidek (LiF, LiCI, LiBr, Lil), valamint a szulfid (Li₂S), a szuperoxid (LiO₂) és a karbid (Li₂C₂). Sok más szervetlen vegyülete ismert, amelyben a lítium anionokhoz kötődve változatos sókat képez: borátok, amidok, karbonát, nitrát, vagy bórhidrid (LiBH₄). Több szerves lítium reagens is ismert, amelyekben a szénatom és a lítiumatom között közvetlen kötés található, ezzel lényegében karbaniont hozva létre. Ezek rendkívül erős bázisok és nukleofilok. Ezen lítiumorganikus vegyületek többségében a lítiumionok hajlamosak saját maguktól magas szimmetriájú klaszterekbe csoportosulni, ami viszonylag gyakori az alkálifém kationok között.^[23] Nagyon kis hőmérsékleten kimutatták a LiHe létezését, amely egy nagyon gyengén kötött van der Waals-vegyület.^[24]

Gázhalmazállapotban – bizonyos feltételek mellett – a lítium ferromágnességet mutat.^[25]

Bővebben: A lítium izotópjai

A természetben előforduló lítiumnak két stabil izotópja van, a ⁶Li és a ⁷Li, ezek közül a ⁷Li a gyakoribb (természetes előfordulása 92,5 %).^[6][15][26] Összehasonlítva a szomszédos elemekkel, a héliummal és a berilliummal, mindkét természetes izotóp rendellenesen alacsony egy nukleonra jutó kötési energiával bír, ami azt jelenti, hogy egyedüliként a könnyű elemek közül energia felszabadulás mellett képes a maghasadásra. A két lítium atommagnak alacsonyabb az egy nukleonra jutó kötési energiája, mint bármely más stabil nuklidnak, kivéve a deutériumot és a hélium-3-at.^[27] Ennek eredményeként a lítium, bár atomtömege nagyon kicsi, a periódusos rendszer első 32 eleme közül mindössze a 26. leggyakoribb elem a Naprendszerben.^[4] Hét radioaktív izotópja ismert, ezek közül a legstabilabb a ⁸Li, 838 ms, és a ⁹Li 178,3 ms felezési idővel. Az összes többi radioaktív izotópjának felezési ideje rövidebb, mint 8,6 ms. A legrövidebb életű lítiumizotóp a ⁴Li, amely protonemisszió révén bomlik, felezési ideje mindössze 7,6·10⁻²³ s.^[28]

A ⁷Li egyike a primordiális elemeknek (vagy még pontosabban a primordiális nuklidoknak) amelyek az ősrobbanás nukleoszintézisében keletkeztek. Kis mennyiségű ⁶Li és a ⁷Li a csillagokban is keletkezik, de jelen álláspont szerint az izotópok keletkezésük pillanatában el is égnek.^[29] További kis mennyiségű lítium – mind ⁶Li, mind ⁷Li – keletkezhet a napszél vagy a kozmikus sugárzás és nehezebb atomok kölcsönhatásából, valamint a fiatal Naprendszer ⁷Be- és ¹⁰Be-izotópjainak radioaktív bomlása révén.^[30] Bár lítium a csillagokban is keletkezik a sztelláris nukleoszintézis során, de ez tovább is ég. ⁷Li széncsillagokban is keletkezhet.^[31]

A lítiumizotópok számos természetes folyamatban jelentősen frakcionálódnak,^[32] beleértve az ásványképződést (kémiai kicsapás), az anyagcserét és az ioncserét. A lítiumion helyettesíti a magnéziumot és a vasat az oktaéderes helyeken az agyagásványokban. A folyamatban a ⁶Li könnyebben vesz részt, mint a ⁷Li, ezért a könnyű izotóp feldúsulásához vezet a hiperfiltrációs és metaszomatózis (kőzet-átalakulás) folyamatokban. Az egzotikus lítium-11-ről ismert, hogy nukleáris haloval rendelkezik. A lézeres izotóp szeparáció néven ismert folyamat lehetővé teszi a lítium izotópjainak különválasztását.^[33]

A lítiumizotópok mesterséges különválasztódásának fő okai a nukleárisfegyver-gyártás és az egyéb magfizikai felhasználások. Az ipari és a katonai készletekben felhalmozott könnyű ⁶Li-izotóp mennyisége olyan nagy, hogy enyhe, de mérhető mértékben megváltozott a ⁶Li és ⁷Li aránya még a természetes forrásokban is, mint például a folyókban. Ez odáig vezetett, hogy szokatlan bizonytalanság övezi a lítium standardizált atomtömegét, mivel ez a mennyiség függ a természetben előforduló stabil lítiumizotópok természetes előfordulási arányától.^[34]

Bővebben: Nukleoszintézis

A modern kozmológiai elméletek szerint a lítium – mindkét stabil izotópja, a lítium-6 és a lítium-7 – egyike annak a három elemnek, amely az ősrobbanásban keletkezett.^[35] Bár az ősrobbanás nukleoszintézise során keletkezett lítium mennyisége függ az egy barionra jutó fotonok számától, a lítium gyakorisága elfogadható pontossággal kiszámítható, és ez alapján „kozmológiai lítium eltérés” mutatkozik a Világegyetemben: az idősebb csillagok látszólag kevesebb lítiumot tartalmaznak, mint kellene, míg néhány fiatalabb csillag jóval többet. A lítium hiányát az idősebb csillagokban az okozza, hogy a lítium keveredik a csillag belső régióival, ahol megsemmisül.^[36] Továbbá, a lítium termelődik a fiatal csillagokban. Habár 2,4 millió Celsius-fok feletti hőmérsékleten (a legtöbb csillag könnyedén eléri ezt a hőmérsékletet a belsejében), protonnal ütközve a lítium két héliumatommá transzmutálódik, a lítium a vártnál sokkal gyakoribb a kései generációs csillagokban, melynek oka ezidáig nem ismert teljes egészében.^[15]

Bár a lítium egyike annak a három elemnek (a hélium és a hidrogén mellett), amely egyidejűleg szintetizálódott az ősrobbanásban, a berilliummal és a bórral egyetemben sokkal kevésbé gyakori, mint a többi szomszédos elem. Ez annak az eredménye, hogy a lítium elpusztításához alacsony hőmérséklet is elegendő, és nincsenek olyan közönséges folyamatok, amelyekben termelődik.^[37]

A lítium megtalálható a barna törpékben és bizonyos rendellenes narancs csillagokban. Mivel a lítium jelen van a hidegebb és kisebb tömegű barna törpékben, de elpusztul a meleg vörös törpe csillagokban, a lítium vonalak színkép-spektrumbeli jelenléte lehetővé teszi a „lítiumteszt” elvégzését és így a két objektum megkülönböztetését (mindkettő kisebb, mint a Nap).^[15][38][39] Bizonyos narancs csillagok is a szokásosnál nagyobb koncentrációban tartalmaznak lítiumot, ezek – mint például a Centaurus X-4 – általában valamely nagy tömegű neutroncsillag vagy fekete lyuk körül keringenek, amelyek gravitációs vonzása a nehezebb lítiumot a hidrogén-hélium csillag felszínére húzza, így több lítium mutatható ki.^[15]

Lítiumbányák kitermelése (2011) és a
rendelkezésre álló készletek tonnában^[40]

Ország	Kitermelés	Tartalék[m 2]
Argentína	3200	850 000
Ausztrália	9260	970 000
Brazília	160	64 000
Kanada (2010)	480	180 000
Chile	12 600	7 500 000
Kína	5200	3 500 000
Portugália	820	10 000
Zimbabwe	470	23 000
Világ összesen	34 000	13 000 000

Bár a lítium széles körben elterjedt a Földön, erőteljes reakcióképessége miatt elemi formában nem található meg a természetben.^[6] A tengervizek összes lítiumtartalma nagyon nagy, becslések szerint 230 milliárd tonna; az elem koncentrációja viszonylag állandó 0,14–0,25 ppm.^[41][42][43] Ennél nagyobb, 7 ppm-et megközelítő koncentrációban fordul elő hidrotermikus források közelében.^[42]

Becslések szerint a lítium koncentrációja a földkéregben tömegre vetítve 20–70 ppm közé tehető.^[16] A lítium képezi a magmás kőzetek kisebb részét, ezen belül a legnagyobb koncentrációban a gránitban található meg. A gránit pegmatitok a leggazdagabbak lítiumtartalmú ásványokban, ezek közül kereskedelmi szempontból a spodumen és a petalit a legjelentősebb.^[16] További fontos lítiumásvány a lepidolit,^[44] valamint legújabban a hektorit agyag.^[45] Kilogrammonkénti 20 mg-os mennyiségével^[46] a lítium a földkéreg 25. leggyakoribb eleme.

A Handbook of Lithium and Natural Calcium (A lítium és a természetes kalcium kézikönyve) szerint a lítium viszonylag ritka elem, és bár számos kőzetben és egyes sós vizekben is megtalálható, ezekben koncentrációja mindig nagyon kicsi. Meglehetősen nagyszámú lítiumtartalmú ásványtelep és sóoldat létezik, de ezek közül csak kevésnek van tényleges vagy potenciális kereskedelmi értéke. Sok lelőhely túl kicsi, mások túl gyenge minőségűek.^[47]

A legnagyobb lítiumtartalékok^{[m 2]} egyike a bolíviai Salar de Uyuni terület, amely 5,4 millió tonna ércet rejt. A US Geological Survey 2010-ben úgy becsülte, hogy messze a legnagyobb tartalékok (7,5 millió tonna) Chilében találhatóak,^[48] és itt a legnagyobb az éves termelés (8800 tonna) is. A jelentősebb termelők közé tartozik még Ausztrália, Argentína és Kína.^[40][49]

2010 júniusában a New York Times napilap arról számolt be, hogy amerikai geológusok talajfelméréseket végeztek kiszáradt sós tavakban Afganisztán nyugati részén, abban a reményben, hogy ott hatalmas lítiumkészletek rejlenek. Pentagoni tisztviselők azt nyilatkozták, hogy „a Ghazni tartományban elvégzett elsődleges elemzés azt mutatta, hogy a potenciális lítiumkészletek a bolíviaival azonos méretűek, melyek ma a világon a legnagyobb ismert lelőhelyek”.^[50] Ezek a becslések „elsősorban régi adatokon alapulnak, amelyeket a szovjetek gyűjtöttek össze Afganisztán 1979–1989-es megszállása alatt”. Stephen Peters, a USGS Afghanistan Minerals Project vezetője úgy nyilatkozott, hogy nincs tudomása arról, hogy a USGS részt vett volna bármilyen új ásványkutató felmérésben az elmúlt két évben (2008–2010). „Nincsen tudomásunk semmilyen lítium felfedezésről” – mondta.^[51]

Egyes ásványvizekben és gyógyvizekben is nagy mennyiségben található meg ionos formában. Magyar ásványvizek közül a Balfi ásványvíz tartalmazza a legtöbb lítiumot – 0,22 mg/l-t.

A lítium nyomokban megtalálható számos növényben, planktonban és a gerinctelenekben, 69–5760 ppb koncentrációban. A gerincesekben lévő lítium mennyisége valamivel alacsonyabb, azt tapasztalták, hogy a gerincesek szinte minden szövetében és testnedvében a lítium koncentrációja 21–763 ppb közé esik.^[42] A tengeri élőlények hajlamosabbak a lítium felhalmozására, mint a szárazföldiek.^[52] Nem ismert, hogy a lítiumnak van-e élettani szerepe bármely organizmusban,^[42] de emlősökön végzett táplálkozástudományi vizsgálatok jelezték egészségügyi fontosságát, ami azt sugallja, hogy a lítium esszenciális nyomelem, az ajánlott napi táplálékbevitel (RDA) 1 mg/nap.^[53] Egy Japánban végzett megfigyelésekre hivatkozó, 2011-es tanulmány azt állítja, hogy az ivóvízben előforduló természetes lítium megnövelheti az emberi élettartamot.^[54]

A petalitot (LiAlSi₄O₁₀) a brazil kémikus és államférfi, José Bonifácio de Andrada fedezte fel 1800-ban, a svéd Utö szigeti bányában.^[55][56][57] Azonban 1817-ig nem volt ismert, hogy a petalit ércben lítium rejlik, amíg Johan August Arfwedson Jöns Jakob Berzelius vegyész laboratóriumában dolgozva ki nem mutatta az új elemet annak vizsgálata során.^[58][59][60] Ez az elem a nátrium- és a kálium-vegyületekhez hasonló vegyületeket képezett, bár karbonátja és hidroxidja vízben kevésbé oldódott, és az oldatuk lúgosabb volt.^[61] Berzelius a lúgos anyagot a görög λιθoς (lithosz) szó alapján (jelentése kő) a „lithion / lithina” névvel illette, hogy ezzel utaljon az elem szilárd ásványban történt felfedezésére; szemben a káliummal, amit növényi hamuban fedeztek fel, vagy a nátriummal, amely részben arról volt ismert, hogy bőségesen megtalálható az állati vérben. Az anyagban lévő fémet „lítium”-nak nevezte el.^[6][56][60]

Arfwedson később bebizonyította, hogy ugyanez az elem van jelen a spodumen és a lepidolit ásványokban.^[56] Christian Gmelin volt az első, aki 1818-ban megfigyelte, hogy a lítiumsók élénkpirosra színezik a lángot.^[56] Arfwedson és Gmelin is megpróbálta elkülöníteni a vegytiszta elemet a sóiból, ám ez egyikőjüknek sem sikerült.^[56][60][62] Erre 1821-ig nem is került sor, amikor William Thomas Brande lítium-oxid elektrolízisével előállította a tiszta lítiumot. Ezt az eljárást korábban már Sir Humphry Davy is alkalmazta a kálium és a nátrium különválasztása során.^{[15][62][63][64]} Brande ismertetett néhány tiszta lítiumsót, többek közt a lítium-kloridot; valamint úgy becsülte, hogy a „lithia” (lítium-oxid) mintegy 55% fémet tartalmaz, azaz a lítium atomsúlyát 9,8 g/mol körülinek tételezte fel (a mai érték ~6,94 g/mol).^[65] Robert Bunsen és Augustus Matthiessen 1855-ben lítium-klorid elektrolízise révén állított elő nagyobb mennyiségű lítiumot.^[56] Ennek az eljárásnak a felfedezése vezetett el a továbbiakban a lítium kereskedelmi termeléséhez, amit a német Metallgesellschaft AG indított el 1923-ban. Ebben a folyamatban már lítium-klorid és kálium-klorid folyékony keverékét elektrolizálva állították elő a fémet.^[56][66][67]

A lítium előállítása és felhasználása jelentős változásokon ment keresztül a történelem folyamán. A lítium első fontos alkalmazási területe a második világháborúban és nem sokkal utána a hőmérséklettűrő lítium kenőzsírok gyártása volt a repülőgépipar számára. Ezt a felhasználást segítette az a tény, hogy a lítium alapú szappanok más alkáli szappanoknál magasabb olvadáspontúak, és kevésbé korrozívak, mint a kalcium alapú szappanok. A lítiumszappanok és a ráépülő lítiumzsírok iránti szűk piacot erősítette néhány kisebb bányavállalat is, főleg az Amerikai Egyesült Államokban. A lítium iránti kereslet a hidegháború évei alatt drasztikusan megnőtt, ahogy elindult a nukleáris fúziós fegyverek gyártása. A lítium-6 és lítium-7 izotópok neutron besugárzás hatására egyaránt képesek tríciumot termelni, így önmagukban alkalmasak a trícium, valamint lítium-deuterid formájában a hidrogénbombák belsejében használt szilárd fúziós üzemanyag előállítására. Az 1950-es és 1980-as évek közötti időszakban az Egyesült Államok elsődleges lítiumtermelő országgá vált. Végeredményben a felhalmozott készlet mennyisége durván 42 000 tonna lítium-hidroxid volt. A felhalmozott készletben lévő lítium-6 75%-át eltávolították, amely elegendő volt ahhoz, hogy megváltoztassa az elem mérhető atomtömegét számos szabványos vegyületben és természetes forrásban is, amelyek szennyeződtek az izotópszeparáló üzemekből kiengedett lítiumsókkal, amelyek utat találtak a talajvízbe.^[34][68]

A lítiumot felhasználták az üveg olvadási hőmérsékletének csökkentésére és az alumínium-oxid olvadási viselkedésének javítására a Hall–Héroult-eljárásban.^[69][70] Ez a két felhasználási forma az 1990-es évek közepéig dominált a piacon. A nukleáris fegyverkezési verseny befejeződésével a lítium iránti igény csökkent, és az amerikai Energiaügyi Minisztérium (Department of Energy) készleteinek értékesítése tovább csökkentette az árakat.^[68] De az 1990-es évek közepén, több vállalat telített sósvízből (brine) kezdett lítiumot kivonni, ami olcsóbbnak bizonyult, mint a föld alatti és a külszíni bányászat. A bányák többsége bezárt vagy más anyagokra koncentrált, mivel csak a zónás pegmatitok ércét lehetett versenyképes áron kitermelni.

A lítiumion-akkumulátorok használata miatt megnőtt a lítium iránti kereslet, amely 2007-re már meghatározó felhasználási területté vált.^[71] A lítiumelemek 2000-es évekbeli felfutásával egyidejűleg új vállalatok bővítették a kitermelést, hogy kielégítsék a növekvő igényeket.^[72][73]

Műholdfelvételek az argentin Salar del Hombre Muerto (bal), és a bolíviai Salar de Uyuni (jobb) lítiumban gazdag sósivatagokról. A lítiumban gazdag sóoldatot lepárlótelepekre szivattyúzva koncentrálják (bal képen látható)

A második világháború vége óta a lítium kitermelése jelentősen megnövekedett. A lítiumsókat nagyrészt ásványvízforrásokból, sós medencékből és sólerakódásokból vonják ki, de egyes lítiumtartalmú ércek – spodumen, lepidolit, petalit, ambligonit – bányászatával is nyerik őket.^[74] A fém lítium előállítható 55% lítium-kloridot és 45% kálium-kloridot tartalmazó keverék elektrolízisével, körülbelül 450 °C hőmérsékleten.^[75] Az elektrolízis során az egyes elektródokon lejátszódó reakciók:

• katód: ${\displaystyle \mathrm {Li^{+}+e^{-}\rightarrow Li} }$
• anód: ${\displaystyle \mathrm {2Cl^{-}\rightarrow Cl_{2}+2e^{-}} }$

A fém piaci árfolyama 1998-ban 21 600 Ft/kg (95 $/kg) volt,^[76] ez az érték 2014-re megháromszorozódott.^[77] A USGS (United States Geological Survey) becslése szerint a világ lítiumtartalékai 2008-ban 13 millió tonnára rúgtak.^[40] Lítiumlelőhelyek találhatók Dél-Amerikában végig az Andok hegyláncai mentén; ennek megfelelően Chile a vezető lítiumtermelő, melyet szorosan követ Argentína. Mindkét országban sós medencékből nyerik ki az elemet, akárcsak az Egyesült Államokban, ahol Nevada bővelkedik lítiumban.^[13] A világ ismert lítiumtartalékainak fele azonban Bolíviában, az Andok közép-keleti lejtőin elterülő országban található. Az USGS becslése szerint csak az Uyuni sósivatagban 5,4 millió tonna lítium rejlik.^[78][79] 2009-ben Bolívia japán, francia és koreai vállalatokkal kezdett tárgyalásokba a kitermelés megindítása céljából.^[78] A nemrégiben felfedezett wyomingi Rock Springs Uplift lelőhelyen a becslések szerint 228 000 tonna lítium található, egy mindössze 64,75 négyzetkilométeres területen. Extrapolálva ezt az értéket, a geológiai képződmény területén akár 18 millió tonna is rejtőzhet.^[80]

A lítium potenciális forrásai lehetnek még a geotermikus kutak. A geotermikus folyadék ugyanis oldott ásványi anyagokat (mosadékot) szállít a felszínre,^[81] melyből a lítium igazoltan kinyerhető.^[82] Mivel a lítium elválasztása egyszerű szűréses technikával történik, a folyamat- és a környezeti költségek gyakorlatilag megegyeznek a már működő geotermikus kútéval, a relatív környezeti hatások tehát pozitívak.^[83]

A lítium előállításának potenciális növekedését tekintve megoszlanak a vélemények. Egy 2008-as tanulmány arra a következtetésre jutott, hogy a „reálisan elérhető lítium-karbonát termelés, a jövőbeni hálózatról tölthető hibridautók (PHEV – plug-in-hybrid vehicle) és elektromos járművek globális piaci igényeinek csak egy kis töredékét lesz képes kielégíteni” és hogy „a következő évtizedben a hordozható elektronikai szektor kereslete fogja elnyelni a tervezett termelés-növekedés jelentős részét”, valamint kijelenti, hogy „a lítium-karbonát tömegtermelése nem környezetkímélő, helyrehozhatatlan környezeti károkat okoz a megvédendő ökoszisztémákban, ezért a lítiumion-meghajtás összeegyeztethetetlen a zöld autó (green car) koncepcióval”.^[49]

Ugyanakkor egy, a Lawrence Berkeley National Laboratory és a University of California Berkeley által végzett 2011-es tanulmány szerint a lítiumtartalékokra vonatkozó jelenlegi becslések nem lehetnek korlátozó tényezői a nagyüzemi akkumulátor és elektromos jármű gyártásnak; mivel a tanulmány szerint a jelenlegi tartalékokból 1 milliárd 40 kWh-s lítiumalapú akkumulátor épülhet.^[84] Egy másik, a University of Michigan és a Ford Motor Company kutatói által végzett 2011-es tanulmány megállapította, hogy a lítiumkészletek 2100-ig elegendőek a globális kereslet kielégítésére, beleértve a hibrid elektromos, hálózatról tölthető (plug-in) hibrid és akkumulátoros-elektromos járművek potenciális széles körű elterjedéséhez szükséges lítiumot is. A tanulmány becslése szerint a globális lítiumtartalékok 39 millió tonnára tehetőek, míg a 90 éves vizsgálati idő alatt a lítium teljes keresete a gazdasági növekedés és az újrahasznosítás arányától függően nem haladja majd meg a 12-20 millió tonnát.^[85]

Egészen a 21. század elejéig Dél-Amerika (főleg Chile, Argentína) sótavai jelentették a lítium kinyerésének legfontosabb forrásait. A helyzet azonban megváltozott, miután Ausztrália megnyitotta új és jobb minőséget adó lítiumbányáit.^[86]

Lítium-kitermelés 2016-ban és a
rendelkezésre álló készletek tonnában^[87]

Country	Kitermelés	Tartalékok [m 2]	Források
Argentína	5700	2 000 000	9 000 000
Ausztrália	14 300	1 600 000	2 000 000+
Ausztria	-	-	100 000+
Bolívia	-	-	9 000 000
Brazília	200	48 000	200 000
Kanada (2010)	480	180 000	2 000 000
Chile	12 000	7 500 000	7 500 000+
Kongói Demokratikus Köztársaság	-	-	1 000 000
Mexikó	-	-	200 000
Kína	2000	3 200 000	7 000 000
Portugália	200	60 000	N/A
Oroszország	-	-	1 000 000
Szerbia	-	-	1 000 000
Egyesült Államok	?	38 000	6 900 000
Zimbabwe	900	23 000	100 000+

Nagy mennyiségű lítium készlettel rendelkezik még Csehország is, kitermelése 2019-től indul és a tervek szerint évi 20 800 tonna lítiumot fognak előállítani. A becsült lítium készletük 1,3 millió, ami a globális szinthez képest 3%-ot jelent.^[88]

A lítium-oxid széles körben használt folyasztószer a szilícium-dioxid feldolgozásához, amely csökkenti az anyag olvadáspontját és viszkozitását, így jobb fizikai tulajdonságokkal – többek között alacsony hőtágulási együtthatójú – bíró kerámiamázak készíthetők.^[90] A lítium-oxid a tűzálló edények egyik összetevője; világszerte önmagában ez a legnagyobb felhasználási területe a lítiumvegyületeknek.^[89] Erre a célra általában lítium-karbonátot (Li₂CO₃) használnak, amely hevítve oxiddá alakul.^[91]

A 20. század végén a lítium nagy elektrokémiai potenciáljának köszönhetően fontos összetevőjévé vált a szárazelemek elektrolitjának és egyik elektródjának. Mivel atomtömege kicsi, a lítium nagy töltés/tömeg és teljesítmény/tömeg aránnyal rendelkezik. Egy tipikus lítiumion-akkumulátor mintegy 3 V-ot állít elő cellánként, szemben a savas ólomakkumulátorral (2,1 V) vagy szén-cink szárazelemekkel (1,5 V). Az újratölthető és nagy energiasűrűségű lítiumion-akkumulátorok nem keverendőek össze a lítiumelemekkel, amelyek anódja lítium vagy lítiumvegyület, és nem tölthetőek újra (eldobhatóak).^[92][93] A további, újratölthető lítium tartalmú akkumulátorok közé tartoznak még a lítiumion polimer akkumulátor, a lítium–vas-foszfát akkumulátor és a nanoszál akkumulátor.

A lítium harmadik legnagyobb felhasználási területe a kenőzsírgyártás. A lítium-hidroxid erős bázis, zsír jelenlétében hevítve lítium-sztearát szappanná alakul át. A lítiumszappannak megvan az a képessége, hogy besűríti az olajokat, így általános célú, magas hőmérsékleten is alkalmas kenőzsírokat állítanak elő belőle.^[13][94][95]

Amikor folyasztószerként hegesztéshez vagy forrasztáshoz használják, a lítium elősegíti a fémek összehegedését, és megakadályozza az oxidképződést azáltal, hogy elnyeli a szennyeződéseket. Jó minőségű folyasztószerként nagyon fontos a kerámiák, zománcok és üvegek előállításához is. Alumíniummal, kadmiummal, rézzel és mangánnal alkotott ötvözeteit nagy teljesítményű repülőgép-alkatrészek (Al–Li ötvözetek) elkészítéséhez használják fel.^[96]

A lítium-klorid és a lítium-bromid higroszkópos tulajdonságú, ezért gázáramok kiszárítására (a nedvességtartalmuk megkötésére) használják.^[13] A lítium-hidroxid és a lítium-peroxid sókat leggyakrabban zárt térben, mint például űrhajók és tengeralattjárók fedélzetén használják fel a szén-dioxid eltávolítására és a levegő tisztítására. A lítium-hidroxid megköti a levegőben lévő szén-dioxidot és lítium-karbonátot képez, amely kis súlya miatt előnyösebb az alkáli-hidroxidokkal szemben. A lítium-peroxid (Li₂O₂) nedvesség jelenlétében nemcsak reagál a szén-dioxiddal és lítium-karbonátot képez, hanem oxigént is felszabadít.^[97][98] A végbemenő reakció a következő:

${\displaystyle \mathrm {2\ Li_{2}O_{2}\ +\ 2\ CO_{2}\ \rightarrow \ 2\ Li_{2}CO_{3}\ +\ O_{2}} }$.

Néhány fent említett vegyületet – valamint a lítium-perklorátot is – oxigéngyertyákban alkalmazzák, hogy a tengeralattjárókat oxigénnel lássák el. Ezek kis mennyiségben bórt, magnéziumot, alumíniumot, szilíciumot, titánt, mangánt és vasat tartalmazhatnak.^[99]

A lítium vegyületeit pirotechnikai színezékként és oxidálószerként használják a piros tűzijátékokban és jelzőfáklyákban.^[13][100]

A mesterségesen növesztett lítium-fluorid kristályok tiszták és átlátszóak, ezért gyakran használják speciális IR, UV és VUV (vákuum UV) optikai feladatokra. A közönségesebb anyagok között az egyik legalacsonyabb törésmutatójú, és fényáteresztő képessége a legtávolabb nyúlik a mély UV–A sugárzási tartományba.^[101] A finoman eloszlatott lítium-fluorid port termolumineszcens doziméterekben (TLD) használják: ha egy ilyen mintát sugárzás ér, a kristályhibák felhalmozódnak; melegítés hatására a hibák kékes fény kíséretében eltűnnek, amely fény intenzitása az elnyelt sugárdózis mértékétől függ. A kibocsátott fény vizsgálatával lehetőség nyílik az elnyelt dózis meghatározására.^[102] A lítium-fluoridot időnként teleszkópok gyűjtőlencséiben is alkalmazzák.^[13][103]

A lítium-niobát (LiNbO₃) és a lítium-tantalát (LiTaO₃) úgynevezett nemlineáris kristályok, amelyeket előszeretettel alkalmaznak a nemlienáris optikában és a terahertzes technológiában. Széles körben felhasználják őket a telekommunikációs termékekben, mint például a mobiltelefonok és optikai modulátorok kristályoszcillátoraiban. A mobiltelefonbeli lítium alkalmazások részaránya több mint 60%.^[104]

A szerves lítiumvegyületeket (lítiumorganikus vegyületek) széles körben használják polimerek és finomvegyszerek előállítására. A polimer- (műanyag-) iparban, amely ezen anyagok legnagyobb felhasználója, az alkil-lítium-vegyületeket katalizátorként/iniciátorként^[105] használják a funkciós csoport nélküli alkének anionos polimerizálása során.^{[106][107][108]} A finomvegyszerek termelésében a szerves lítiumvegyületek erősen bázikus tulajdonságát használják ki a szén-szén kötések kialakításához. A szerves lítiumvegyületeket fém lítiumból és alkil-halogenidekből állítják elő.^[109]

Sok más lítiumvegyületet reagensként használnak szerves vegyületek előállítására. A népszerű vegyületek közé tartozik a lítium-alumínium-hidrid (Li[AIH₄]) és a lítium-trietil-bórhidrid (LiBH(C₂H₅)₃).

A fémes lítiumot és komplex hidridjeit, mint például a Li[AlH₄]-t, rakéta-hajtóanyagok nagy energiájú adalékaként alkalmazzák.^[15] A lítium-alumínium-hidrid önmagában is használható szilárd üzemanyagként.^[110]

A Mark 50 Torpedo kémiai energiát tároló meghajtórendszere (SCEPS) egy kis tartálynyi kén-hexafluorid gázt permetez szilárd lítiumtömbre. A reakció hőt termel, amelyet gőz termelésére használnak fel, a gőz pedig egy zárt Rankine-ciklus révén hajtja meg a torpedót.^[111]

A lítium-6 tartalmú lítium-hidridet használják a hidrogénbombákban, amelyben egy atombomba körül helyezik el.^[112]

A lítium-6 értékes neutronelnyelő anyag a magfúzióban, és kiindulóanyag a trícium termeléshez. A természetes lítium mintegy 7,5%-os arányban tartalmaz lítium-6 izotópot, amelyet izotópszétválasztás révén nagy mennyiségben állítottak elő nukleáris fegyverek gyártására.^[113] A lítium-7-et atomreaktorok hűtőfolyadékában is alkalmazzák.^[114]

Lítium-deuterid volt a korai hidrogénbomba változatok választott fúziós üzemanyaga. Amikor neutronokkal bombázzák, a lítium-6 és a lítium-7 egyaránt tríciumot produkál. Ez a reakció – amely csak részben volt ismert az első hidrogénbomba tesztek során – volt a felelős a Castle Bravo atomrobbantás vártnál nagyobb energiahozamáért. A trícium viszonylag könnyen előidézhető magreakció során egyesül a deutériummal. Habár a részletek még mindig titkosak, úgy tűnik, a lítium-6-deuterid még mindig fontos szerepet játszik a modern nukleáris fegyverekben mint fúziós üzemanyag.^[115]

A lítium-7 izotópban erősen dúsított lítium-fluorid képezi a folyékony sóolvadékos reaktorok LiF–BeF₂ sókeverékének egyik alapvető komponensét. A lítium-fluorid kémiailag rendkívül stabil, és a LiF–BeF₂ keverékek alacsony olvadásponttal rendelkeznek. Ezen kívül a ⁷Li, a Be és a F azon kevés nuklidok egyike, amelyek termikus neutronbefogási keresztmetszete elég kicsi ahhoz, hogy ne mérgezze a fissziós reaktorokban lejátszódó hasadási reakciókat.^{[m 3][116]}

A kísérleti stádiumban levő magfúziós erőművekben a mágnesesen zárt, deutérium és trícium üzemanyagú reaktorokban lítiumot alkalmaznának a trícium előállítására. A természetben megtalálható trícium rendkívül ritka, ezért azt mesterségesen kell előállítani a reagáló plazmát körülölelő lítiumtartalmú „köpenyben”, ahol a plazmában lejátszódó deutérium–trícium reakció neutronjai a lítiumot további trícium keletkezése közben hasítják:

${\displaystyle \mathrm {^{6}Li\ +\ n\ \rightarrow \ ^{4}He\ +\ ^{3}T} }$

A lítiumot alfa-részecske vagy hélium atommag forrásként is használják. Amikor a ⁷Li-t felgyorsított protonokkal bombázzák, ⁸Be keletkezik, amely két alfa-részecskévé hasad el. Ezt a reakciót végezte el 1932-ben Cockroft és Walton, és ez volt az első teljesen mesterséges magreakció.^[117][118] (Nukleáris reakciókat és ember irányította nukleáris transzmutációt 1917-ben is megvalósítottak már, de csak természetes radioaktív forrásból származó alfa-részecskékkel).

A lítium-7-et használó reaktorok nagy nyomáson melegítenek vizet, amely hő aztán korrózióra hajlamos hőcserélőkön adódik le. Ezekben a reaktorokban a lítiumra azért van szükség, hogy ellensúlyozza a neutronelnyelőként vízhez adott bórsav maró hatását.^[119]

Bővebben: Lítiumterápia

A lítium hatékony gyógyszer a bipoláris zavarban szenvedők számára.^[120] Erre a célra különböző lítiumsókat, leggyakrabban a lítium-karbonátot (Li₂CO₃) és a lítium-citrátot (Li₃C₆H₅O₇) alkalmazzák. A lítiumsók hasznosak lehetnek a kapcsolódó betegségek, úgymint a szkizoaffektív zavar és a ciklikus depresszió kezelésében is. A lítiumról feltételezik, hogy lelassítja az Alzheimer-kór és a demencia kialakulását, így az ennek kockázatával élők számára védő hatású lehet.^[121]

Ezeknek a sóknak az aktív része a lítiumion: Li⁺.^[120] A sók ugyanakkor növelhetik az Ebstein-anomália kialakulásának kockázatát olyan csecsemőknél, akik édesanyja lítiumot kapott a terhesség első trimeszterében.^[122]

A lítium maró hatású, ezért kezelése különleges odafigyelést igényel a bőrrel való érintkezés megelőzése érdekében. A lítiumpor vagy lítiumvegyületek (amelyek gyakran lúgosak) belégzése kezdetben irritálja az orrot és a torkot, míg nagyobb mennyiségben már folyadékfelhalmozódást okozhat a tüdőben, amely tüdőödémához vezet. A fém kezelése már önmagában is veszélyes, mert nedvességgel érintkezve maró lítium-hidroxid keletkezik. Levegőnek (és különösen nedvességnek kitéve) más alkálifémekhez hasonlóan, az elemi lítium is erősen gyúlékony és kismértékben robbanásveszélyes. Ezért a lítiumot levegőtől elzárva, nem-reakcióképes vegyületekben, például könnyűbenzinben (nafta) tárolják.^[123]

Törvényi szabályozása

Néhány jogrendszer korlátozza a lítiumelemek eladását, amelyek a lítium legkönnyebben elérhető forrásai az átlag fogyasztó számára. A lítiumelemek bizonyos típusainak szállítása megtiltható egyes közlekedési eszközökön (különösen a repülőgépeken), mert a legtöbb lítiumelem rövidre zárva nagyon gyorsan lemerül, ami túlmelegedéshez és esetleges robbanáshoz vezet. A legtöbb fogyasztókhoz kerülő termék beépített túlmelegedés elleni védelemmel van ellátva, vagy már eleve a kialakítása megakadályozza a zárlati áramok folyását. A belső rövidzárlat kialakulásának lehetősége is ismert, ez gyártási hibák vagy az elemek sérülésének következtében alakulhat ki, és spontán túlmelegedéshez vezet.^[124][125]

• Ez a szócikk részben vagy egészben a Lithium című angol Wikipédia-szócikk ezen változatának fordításán alapul. Az eredeti cikk szerkesztőit annak laptörténete sorolja fel. Ez a jelzés csupán a megfogalmazás eredetét és a szerzői jogokat jelzi, nem szolgál a cikkben szereplő információk forrásmegjelöléseként.

• Lítium, a jövő olaja - Képriport a lítium kitermeléséről és jövőjéről (index.hu).
• Lítium a The Periodic Table of Videos c. műsorban (Nottinghami Egyetem).
• Nemzetközi Lítium Szövetség
• USGS: Lítium statisztikák és információ
• Lithium Supply & Markets 2009 IM Conference 2009 Sustainable lithium supplies through 2020 in the face of sustainable market growth
• University of Southampton, Mountbatten Centre for International Studies, Nuclear History Working Paper No5.
• a magyar Wikipédia lítiumot tartalmazó vegyületeinek listája külső keresővel
• a magyar Wikipédia biner lítiumvegyületeinek listája külső keresővel