Литий

Литий встречается в природе в виде двух стабильных нуклидов ⁶Li (7, 52% по массе) и ⁷Li (92, 48%). В периодической системе Д. И. Менделеева литий расположен во втором периоде, группе IA и принадлежит к числу щелочных металлов. Конфигурация электронной оболочки нейтрального атома лития 1s²2s¹. В соединениях литий всегда проявляет степень окисления +1.

Металлический радиус атома лития 0, 152 нм, радиус иона Li⁺ 0, 078 нм. Энергии последовательной ионизации атома лития 5, 39 и 75, 6 эВ. Электроотрицательность по Полингу 0, 98, самая большая у щелочных металлов.

В виде простого вещества литий — мягкий, пластичный, легкий, серебристый металл.

Литий был открыт в 1817 году шведским химиком и минералогом А. Арфведсоном сначала в минерале петалите (Li, Na)[Si₄AlO₁₀], а затем в сподумене LiAl[Si₂O₆] и в лепидолите KLi_1.5Al_1.5[Si₃AlO₁₀](F, OH)₂. Свое название получил из-за того, что был обнаружен в «камнях» (греч. Litos — камень). Характерное для соединений лития красное окрашивание пламени впервые наблюдал немецкий химик Х.Г.Гмелин в 1818 году. В этом же году английский химик Г. Дэви электролизом расплава гидроксида лития получил кусочек металла. Получить свободный металл в достаточных количествах удалось впервые только в 1855 году путем электролиза расплавленного хлорида:

2LiCl = 2Li + Cl₂

В настоящее время для получения металлического лития его природные минералы или разлагают серной кислотой (кислотный способ), или спекают с CaO или CaCO₃ (щелочной способ), или обрабатывают K₂SO₄ (солевой способ), а затем выщелачивают водой. В любом случае из полученного раствора выделяют плохо растворимый карбонат лития Li₂CO₃, который затем переводят в хлорид LiCl. Электролиз расплава хлорида лития проводят в смеси с KCl или BaCl₂ (эти соли служат для понижения температуры плавления смеси). В дальнейшем полученный литий очищают методом вакуумной дистилляции.

Литий довольно широко распространен в земной коре, его содержание в ней составляет 6, 5·10^–3% по массе. Как уже упоминалось, основные минералы, содержащие литий, — это петалит (содержит 3, 5-4, 9 % Li₂O), сподумен (6-7 % Li₂O), лепидолит (4-6 % Li_2, O) и амблигонит LiAl [PO₄] — 8-10 % Li_2, O. В виде примеси литий содержится в ряде породообразующих минералов, а также присутствует в рапе некоторых озер и в минерализованных водах. В морской воде содержится около 2·10^-5 % лития.

Крупнейшими в мире производителями лития являются: Австралия (46%), Чили (24%), Китай (16%) и Аргентина (6%). Ззначительные запасы сырья для производства лития имеются у Боливии. но там пока добываются небольшие объемы (на уровне тысячи тонн в год).

Добыча лития осуществляется двумя основными традиционными способами. Первый — из рассолов особых подземных вод с высоким содержанием лития. Этим способом литий добывается в Аргентине, Чили и Китае. Второй способ — добыча из содержащего литий минерала — сподумена. Этот способ испльзуется в Австралии.

В России также имеются природные запасы лития. Минералы добывают в Мурманской области. Способом попутной добычи из рассолов литий добывается в Восточной Сибири на Ковыктинском месторождении при газодобыче. Но себестоимость добычи лития этим способом значительно выше, чем в других регионах. Концентрация лития в наших рассолах ниже тех, что в Латинской Америке. Поэтому Россия наряду с другим странами является одним их крупнейших импортером лития, который является ключевым компонентом при производсве аккумуляторых батарей.

Из металлов литий самый легкий, его плотность 0, 534 г/см³ . Температура плавления 180, 5 °C, температура кипения 1326 °C. При температурах от –193 °C до температуры плавления устойчива кубическая объемно центрированная модификация лития с параметром элементарной ячейки а=0, 350 нм.

Из-за небольшого радиуса и маленького ионного заряда литий по своим свойствам больше всего напоминает не другие щелочные металлы, а элемент группы IIA магний. Литий химически очень активен. Он способен взаимодействовать с кислородом и азотом воздуха при обычных условиях, поэтому на воздухе он быстро окисляется с образованием темного налета продуктов взаимодействия:

4Li + O₂ = 2Li₂O,

6Li + N₂ = 2Li₃N

При контактах с галогенами литий самовоспламеняется при обычных условиях. Подобно магнию, нагретый литий способен гореть в CO₂:

4Li + CO₂ = C + 2Li₂O

Стандартный электродный потенциал Li/Li⁺ имеет наибольшее отрицательное значение (E°₂₉₈ = –3, 05 B) по сравнению со стандартными электродными потенциалами других металлов. Это обусловлено большой энергией гидратации маленького иона Li⁺, что значительно смещает равновесие в сторону ионизации металла:

Li_{твердый} Li⁺_{раствор} + e^–

Для слабо сольватирующих растворителей значение электродного потенциала лития соответствует его меньшей химической активности в ряду щелочных металлов.

Соединения лития — соли — как правило, бесцветные кристаллические вещества. По химическому поведению соли лития несколько напоминают аналогичные соединения магния или кальция. Плохо растворимы в воде фторид LiF, карбонат Li₂CO₃, фосфат Li₂PO₄, хорошо растворим хлорат лития LiClO₃ — это, пожалуй, одно из самых хорошо растворимых соединения в неорганической химии (при 18°C в 100 г воды растворяется 313, 5 г LiClO₃).

Оксид лития Li₂O — белое твердое вещество — представляет собой типичный щелочной оксид. Li₂O активно реагирует с водой с образованием гидроксида лития LiOH.

Этот гидроксид получают электролизом водных растворов LiCl:

2LiCl + 2H₂O = 2LiOH + Cl₂­ + H₂­

LiOH — сильное основание, но оно отличается по свойствам от гидроксидов других щелочных металлов. Гидроксид лития уступает им в растворимости. При прокаливании гидроксид лития теряет воду:

2LiOH = Li₂O + H₂O­

Большое значение в синтезе органических и неорганических соединений имеет гидрид лития LiH, который образуется при взаимодействии расплавленного лития с водородом:

2Li + H₂ = 2LiH

LiH — ионное соединение, строение кристаллической решетки которого похоже на строение кристаллической решетки хлорида натрия NaCl. Гидрид лития можно использовать в качестве источника водорода для наполнения аэростатов и спасательного снаряжения (надувных лодок и т.п.), так как при его гидролизе образуется большое количество водорода (1 кг LiH дает 2, 8 м³ H₂):

LiH + H₂O = LiOH + H₂­

Он также находит применение при синтезе различных гидридов, например, борогидрида лития:

BCl₃ + 4LiH = Li[BH₄] + 3LiCl.

Литий образует соединения с частично ковалентной связью Li—C, т. е. литийорганические соединения. Например, при реакции иодбензола C₆H₅I с литием в органических растворителях протекает реакция:

C₆H₅I + 2Li = C₆H₅Li + LiI.

Литийорганические соединения широко используются в органическом синтезе и в качестве катализаторов.

Из лития изготовляют аноды химических источников тока, работающих на основе неводных твердых электролитов. Жидкий литий может служить теплоносителем в ядерных реакторах. С использованием нуклида ⁶Li получают радиоактивный тритий ³₁H (Т):

⁶₃Li + ¹₀n = ³₁H + ⁴₂He.

Литий и его соединения широко применяют в силикатной промышленности для изготовления специальных сортов стекла и покрытия фарфоровых изделий, в черной и цветной металлургии (для раскисления, повышения пластичности и прочности сплавов), для получения пластичных смазок. Соединения лития используются в текстильной промышленности (отбеливание тканей), пищевой (консервирование) и фармацевтической (изготовление косметики).

Литий в незначительных количествах присутствует в живых организмах, но по-видимому, не выполняет никаких биологических функций. Установлено его стимулирующее действие на некоторые процессы в растениях, способность повышать их устойчивость к заболеваниям.

В организме среднего человека (масса 70 кг) содержится около 0, 7 мг лития. Токсическая доза 90-200 мг.

Как и другие щелочные металлы, металлический литий способен вызывать ожоги кожи и слизистых, особенно в присутствии влаги. Поэтому работать с ним можно только в защитной одежде и очках. Хранят литий в герметичной таре под слоем минерального масла. Отходы лития нельзя выбрасывать в мусор, для уничтожения их следует обработать этиловым спиртом:

2С₂Н₅ОН + 2Li = 2С₂Н₅ОLi + Н₂

Образовавшийся этилат лития затем разлагают водой до спирта и гидроксида лития LiOH.

Авторы: С.С. Бердоносов, П.С. Бердоносов