Lithium
| ||||||||||||||||||||||||||||
Allgemein | ||||||||||||||||||||||||||||
---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
Name, Symbol, Ordnungszahl | Lithium, Li, 3 | |||||||||||||||||||||||||||
Serie | Alkalimetalle | |||||||||||||||||||||||||||
Gruppe, Periode, Block | 1(IA), 2 , s | |||||||||||||||||||||||||||
Aussehen | silbrig weiß/grau | |||||||||||||||||||||||||||
Erdkrustenhäufigkeit | 0,006 % | |||||||||||||||||||||||||||
Atomar | ||||||||||||||||||||||||||||
Atomgewicht | 6,941 | |||||||||||||||||||||||||||
Atomradius (berechnet) | 145 (167) pm | |||||||||||||||||||||||||||
Kovalenter Radius | 134 pm | |||||||||||||||||||||||||||
van der Waals-Radius | 182 pm | |||||||||||||||||||||||||||
Elektronenkonfiguration | [He]2s2s1 | |||||||||||||||||||||||||||
Elektronen pro Energieniveau | 2, 1 | |||||||||||||||||||||||||||
Oxidationszustände (Oxid) | 1 (stark basisch) | |||||||||||||||||||||||||||
Kristallstruktur | kubisch raumzentriert | |||||||||||||||||||||||||||
Physikalisch | ||||||||||||||||||||||||||||
Aggregatzustand | fest | |||||||||||||||||||||||||||
Modifikationen | ||||||||||||||||||||||||||||
Dichte, Mohshärte | 535 kg/m3, 0,6 | |||||||||||||||||||||||||||
Magnetismus | unmagnetisch | |||||||||||||||||||||||||||
Schmelzpunkt | 453,69 K (180,54 °C) | |||||||||||||||||||||||||||
Siedepunkt | 1615 K (1342 °C) | |||||||||||||||||||||||||||
Molares Volumen | 13,02 · 10-3 m3/mol | |||||||||||||||||||||||||||
Verdampfungswärme | 145,92 kJ/mol | |||||||||||||||||||||||||||
Schmelzwärme | 3 kJ/mol | |||||||||||||||||||||||||||
Dampfdruck | 1,63 · 10-8 Pa (bei 453,7 K) | |||||||||||||||||||||||||||
Schallgeschwindigkeit | 6000 m/s (bei 293,15K) | |||||||||||||||||||||||||||
Verschiedenes | ||||||||||||||||||||||||||||
Elektronegativität | 0,98 (Pauling-Skala) | |||||||||||||||||||||||||||
Spezifische Wärmekapazität | 3582 J/(kg · K) | |||||||||||||||||||||||||||
Elektrische Leitfähigkeit | 10,8·106 S/m | |||||||||||||||||||||||||||
Wärmeleitfähigkeit | 84,7 W/(m · K) | |||||||||||||||||||||||||||
1. Ionisierungsenergie | 520,2 kJ/mol | |||||||||||||||||||||||||||
2. Ionisierungsenergie | 7298,1 kJ/mol | |||||||||||||||||||||||||||
3. Ionisierungsenergie | 11815,0 kJ/mol | |||||||||||||||||||||||||||
Isotope | ||||||||||||||||||||||||||||
| ||||||||||||||||||||||||||||
NMR-Eigenschaften | ||||||||||||||||||||||||||||
| ||||||||||||||||||||||||||||
SI-Einheitensystem und Standardbedingungen werden benutzt, sofern nicht anders angegeben. |
Lithium ist ein Chemisches Element und wird zu den Leichtmetallen gerechnet.
Es wurde 1817 von Johann Arfvedson entdeckt. Der Name stammt vom griechischen Wort lithos (Stein). Lithium ist das leichteste aller Metalle. Es ist sehr reaktionsfreudig und kommt deshalb in freier Form in der Natur nicht vor. An Luft läuft es unter Bildung von Lithiumoxid Li2O und Lithiumnitrid (Li3N) an. Als Spurenelement ist es ein häufiger Bestandteil von Mineralwasser. Technisch ausbeutbare Vorkommen befinden sich in Chile, den USA (North Carolina und Nevada), Kanada, Australien und Zimbabwe. In den Handel kommt es überwiegend als Lithiumcarbonat (Li2CO3).
Table of contents |
2 Gewinnung 3 Verwendung 4 Lithiumverbindungen 5 Siehe auch 6 Weblinks |
Amblygonit | LiAl(PO4)F |
Kryolithionit | Li3Na3[AlF6]2 |
Lepidolith (Lithionglimmer) | K-, OH-, F- haltiges Li-Al-Silicat |
Petalit (Kastor) | LiAl[Si2O5]2 |
Spodumen (Triphan) | Li[AlSi2O6] |
Triphylin | Li(FeII,MnII)[PO4] |
Zinnwaldit | KLiFeAl(F,OH)2[AlSi3O10] |
Gewinnung
Die Herstellung von metallischem Lithium erfolgt durch Schmelzflusselektrolyse eines bei 352 °C schmelzenden Gemisches aus 55 % Lithiumchlorid und 45 % Kaliumchlorid. Das flüssige Lithium sammelt sich an der Elektrolytoberfläche und kann so relativ einfach aus der Zelle ausgeschleust werden.
Verwendung
Es wird in qualitativ hochwertigen Batterien und Akkumulatoren verwendet.
In der Medizin wird Lithium, vor allem in Form von Lithiumcarbonat, als Mittel gegen Depressionen eingesetzt (WARNUNG: Schon geringe Überdosen sind giftig. KEINE SELBSTBEHANDLUNG!).
Weiterhin dient es als Einsatzstoff zur Herstellung von Lithiumhydrid und Lithiumamid, zur Herstellung von Organolithiumverbindungen, als Reduktionsmittel in der organischen Chemie und zur Raffination von Metallen (Desoxidation, Entschwefelung).
Wegen der im Vergleich zu Wasserstoff besseren Lagerfähigkeit von Lithium wird 6Li als Ausgangsreagenz in der Kernreaktion von Wasserstoffbomben zusammen mit Deuterium als festes Lithiumdeuterit (LiD) bzw. mit Deuterium und Tritium als Li2DT eingesetzt. Aus 6Li entsteht dabei durch Neutronenbeschuss in einer exothermen Reaktion Tritium und Helium:
6Li + n -> 4He + 3T + 4,78 MeV
Daran schließt sich die Kernfusion von Deuterium und Tritium an. Durch die Reaktion von 6Li zu Tritium soll auch das Tritium für zukünftige Kernfusionsreaktoren erzeugt werden. Die Neutronen sollen dabei aus der im Reaktor ablaufenden Kernfusion stammen.
Lithiumverbindungen
Siehe auch
Weblinks