Перегляд вихідного коду сторінки Літій

{{Перенаправлено|Li}}
{{Перенаправлено|Lithium}}
{{Картка:Хімічний елемент
|назва= Літій
|символ= Li
|номер= 3
|угорі= [[Водень|H]]
|внизу= [[Натрій|Na]]
|чого= літію
|вигляд= дуже легкий, м'який, сріблясто-білий [[метал]][[File:Lithium paraffin.jpg|ліворуч|200пкс]]<br>Шматки літію у парафіновій олії
|зображення= 
|зображення опис= 
|емісійний спектр= Lithium Spectra.jpg
|атомна маса= 6,941<!--
--><ref name="CIAAW">[http://www.ciaaw.org/pubs/TSAW2013_xls.xls Conventional Atomic Weights 2013] {{Webarchive|url=https://web.archive.org/web/20160304090522/http://www.ciaaw.org/pubs/TSAW2013_xls.xls |date=4 березня 2016 }}. {{нп|Commission on Isotopic Abundances and Atomic Weights||en|Commission on Isotopic Abundances and Atomic Weights}}{{ref-en}}</ref><!--
--> (6.938–6.997)<!--
--><ref name="IUPAC">[http://www.ciaaw.org/atomic-weights.htm Standard Atomic Weights 2013] {{Webarchive|url=https://web.archive.org/web/20160304030256/http://www.ciaaw.org/atomic-weights.htm |date=4 березня 2016 }}. {{нп|Commission on Isotopic Abundances and Atomic Weights||en|Commission on Isotopic Abundances and Atomic Weights}}{{ref-en}}</ref><ref>Вказано діапазон значень атомної маси в зв'язку з різною поширеністю ізотопів у природі</ref>&nbsp;&nbsp;
|група= 1
|період= 2
|блок= s
|клас= лужний метал
|радіус атома= 152
|радіус Ван дер Ваальса= 182
|енергія іонізації1= 520.2
|енергія іонізації2= 7298.1
|енергія іонізації3= 11815
|електронна конфігурація= &#91;[[Гелій|He]]&#93; 2s<sup>1</sup>
|електронна оболонка= 2, 1
|ковалентний радіус= 128±7
|іонний радіус= (+1): 76<!--
--><ref>[http://www.chemguide.co.uk/atoms/properties/atradius.html atomic and ionic radius] {{Webarchive|url=https://web.archive.org/web/20150423194405/http://www.chemguide.co.uk/atoms/properties/atradius.html |date=23 квітня 2015 }}{{ref-en}}</ref>
|електронегативність= 0.98
|електродний потенціал1= -3,06
|ступені окиснення= +1
|густина кт= 0.534
|густина тп= 0.512
|температура плавлення= 453.65
|температура кипіння= 1603
|критична точка К= 3220
|критична точка МПа= 67
|молярна теплоємність= 24.86
|теплота плавлення= 3
|теплота випаровування= 136
|молярний об'єм= 13,1
|тиск нп 1= 797
|тиск нп 10= 885
|тиск нп 100= 995
|тиск нп 1 k= 1144
|тиск нп 10 k= 1337
|тиск нп 100 k= 1610
|структура ґратки1= кубічна_об'ємноцентрована
|період ґратки= 3,490
|температура Дебая= 400
|магнітна структура= парамагнетик
|питомий опір 20C= 92.8
|теплопровідність= 84.8
|теплове розширення 25C= 46
|швидкість звуку тд_кт= 6000
|модуль Юнга= 4.9
|модуль зсуву= 4.2
|модуль всебічного стиску= 11
|твердість Мооса= 0.6
|твердість Брінелля= 5
|номер CAS= 7439-93-2
|небезпека для здоров'я= 3
|вогненебезпечність= 2
|реакційна здатність= 2
|інша небезпека= <s>W</s>
|ізотопи ref=<ref>Природний вміст <sup>6</sup>Li може знижуватись до 3.75&nbsp;%, тому відповідно вміст <sup>7</sup>Li становитиме 96.25&nbsp;%</ref>
|ізотопи=
{{Хімічний елемент/ізотопи стабільні| ні=Літій-6 | мі=6 | сі=Li | кн=3 | іп=7.5% | сн=1<sup>+</sup> }}
{{Хімічний елемент/ізотопи стабільні| ні=Літій-7 | мі=7 | сі=Li | кн=4 | іп=92.5% | сн={{Дріб|3|2}}<sup>-</sup> }}
}}
{{Елемент періодичної системи|number=3}}
'''Лі́тій''' ([[хімічний символ]]&nbsp;— '''{{Хі фо|Li|}}''', {{lang-la|Lithium}})&nbsp;— [[хімічний елемент]] з [[атомний номер|атомним номером]] '''3''', який належить до [[Група 1 періодичної системи елементів|1-ї групи]] (за старою класифікацією&nbsp;— головної підгрупи I групи), [[Період 2 періодичної системи елементів|2-го періоду]] [[періодична система|періодичної системи хімічних елементів]], та є першим представником [[Лужні метали|лужних металів]].

Також, '''лі́тій''' ({{Хі фо|Li|}})&nbsp;— [[проста речовина]], яку утворює хімічний елемент літій&nbsp;— (за [[Нормальні умови|нормальних умов]]) дуже легкий (найлегший), м'який, сріблясто-білий, [[Активність (хімія)|хімічно активний]] [[метал]].
[[Файл:Wie funktioniert eine Lithium-Schwefel-Batterie?.webm|міні|Літій]]
Вміст у [[земна кора|земній корі]]&nbsp;— 6,5•10<sup>−3</sup> мас.%. Природний Li складається з двох стабільних ізотопів <sup>6</sup>Li, <sup>7</sup>Li (основний)). Утворює ряд сполук Li(І), переважно йонних, але зв'язок С–Li у літійорганічних сполуках ковалентний. Відомо близько 30 природних літієвих [[мінерал]]ів, здебільшого [[силікат]]ів і [[фосфат]]ів, але видобувають літій переважно зі [[сподумен]]у LiAl[Si<sub>2</sub>O<sub>6</sub>], що містить 6-7,5&nbsp;% Li<sub>2</sub>O. Основні промислові запаси зосереджено в [[ропа|ропі]] [[Солоне озеро|соляних озер]]. Літій застосовують у [[термоядерна реакція|термоядерних реакціях]], у [[металургія|металургії]], [[електротехніка|електротехнічній]], [[кераміка|керамічній]] та хімічній промисловості. Входить до складу деяких легких [[сплав]]ів. [[Хімічна сполука|Сполуки]] літію застосовують при виготовленні [[скло|скла]], [[емаль|емалей]], а також у [[медицина|медицині]].

== Історія ==
Коли [[Гемфрі Деві]] проводив свої знамениті [[дослід]]и з [[електроліз]]у [[Літієві руди|лужних земель]], про існування літію ніхто й не підозрював. Літієва лужна земля була відкрита лише в [[1817]] році талановитим шведським хіміком-аналітиком, одним з учнів [[Берцеліус]]а&nbsp;— [[Юган Арведсон|Арфведсоном]]. Перед тим у [[1800]] році [[Бразилія|бразильський]] [[Мінералогія|мінералог]] [[де Андрада е Сільва]], здійснюючи наукову подорож по [[Європа|Європі]], знайшов у [[Швеція|Швеції]] два нових [[мінерал]]и, названих ним [[петаліт]]ом і [[сподумен]]ом, причому перший з них через кілька років був знову відкритий на [[Уте|острові Уте]].

Арфведсон зацікавився [[петаліт]]ом (Li, Na)[Si<sub>4</sub>AlO<sub>10</sub>], провівши повний його аналіз, він виявив незрозумілу спочатку втрату близько 4&nbsp;% речовини. Повторюючи аналізи більш ретельно, він встановив, що в петаліті міститься «вогнепостійнний луг досі невідомої природи». Арфведсон продовжував проводити дослідження і виявив літієву землю, або літину, і в деяких інших мінералах (наприклад у [[сподумен]]і LiAl[Si<sub>2</sub>O<sub>6</sub>] і в [[лепідоліт]]і KLi<sub>1,5</sub>Al<sub>1,5</sub>[Si<sub>3</sub>AlO<sub>10</sub>](F, OH)<sub>2</sub>). Але виділити хімічний елемент в чистому вигляді йому не вдалося, він був дуже активним і отримати його було важкою справою. Дуже невелику кількість металевого літію було отримано [[Гемфрі Деві]] та Бранде в [[1818]] році шляхом електролізу лугу<ref>{{РП}}{{ref-ru}}</ref>. І тільки у [[1855]] році [[Роберт Вільгельм Бунзен|Бунзен]] та Маттессен розробили [[Промисловість|промисловий]] спосіб отримання металевого літію [[електроліз]]ом [[Хлорид літію|хлориду літію]].

=== Походження назви ===
Свою назву цей метал отримав через те, що на відміну від [[калій|калію]] і [[натрій|натрію]] цей луг уперше був виявлений у «царстві мінералів»&nbsp;— «каменях» ({{lang-el|λίθος}}&nbsp;— камінь). Сучасну назву було запропоновано [[Берцеліус]]ом.

== Поширення ==
Літій&nbsp;— типовий елемент земної кори (вміст 3,2•10<sup>−3</sup> % по масі), він накопичується в найбільш пізніх продуктах [[диференціація|диференціації]] [[Магма|магми]]&nbsp;— [[пегматит]]ах. У [[мантії]] мало літію&nbsp;— в ультраосновних породах всього 5•10<sup>−5</sup> % (в основних 1,5•10<sup>−3</sup> %, середніх&nbsp;— 2•10<sup>−3</sup> %, кислих 4•10<sup>−3</sup> %). Близькість іонних радіусів Li+, Fe<sub>2</sub>+ і Mg<sub>2</sub>+ дозволяє літію входити до [[кристалічна ґратка|ґраток]] магнезіально-залізистих [[силікат]]ів&nbsp;— [[Піроксеніти|піроксенів]] і [[Амфіболіт|амфіболів]]. У [[Гранітоїди|гранітоїдах]] він міститься у вигляді ізоморфної домішки в [[слюда]]х. Тільки в пегматитах і в біосфері відомо 28 самостійних мінералів літію (силікати, фосфати та інші). Всі вони рідкісні. У [[біосфера|біосфері]] літій мігрує порівняно слабо, роль його в [[жива речовина|живій речовині]] менше, ніж інших лужних металів. З вод він легко витягується [[глина]]ми, його відносно мало в [[Світовий океан|Світовому океані]] (1,5•10<sup>−5</sup> %). Промислові родовища літію пов'язані як з [[Магматичні гірські породи|магматичними породами]] (пегматити, пневматоліти), так і з біосферою (солоні озера).
{| class="wikitable"
|+Середній вміст у літосфері<ref>{{Cite book|title=А.К.Русанов - Основы количественного спектрального анализа руд и минералов.|last=|first=|year=|publisher=|location=|pages=|language=|isbn=}}</ref>:
!Літосфера (2:1&nbsp;— кислі/основні породи)
!3,2•10<sup>−3</sup>
|-
|Вивержені породи:
|
|-
| ультраосновні (дуніти)
|0,05•10<sup>−3</sup>
|-
| основні (базальти, габбро)
|0,015•10<sup>−3</sup>
|-
| середні (діорит, андезіти)
|2•10<sup>−3</sup>
|-
| кислі (граніти)
|4•10<sup>−3</sup>
|-
|Осадові породи:
|
|-
| глини й сланці
|6•10<sup>−3</sup>
|-
|  піщаники
|1,7•10<sup>−3</sup>
|-
| карбонатні породи
|2,6•10<sup>−3</sup>
|-
| ґрунти
|3•10<sup>−3</sup>
|-
|Води:
|
|-
| річкова
|(0,0032-0,01)•10<sup>−3</sup>
|-
| океанічна й морська
|0,01•10<sup>−3</sup>
|-
| підземна мінералізована
|до 1•10<sup>−3</sup>
|}

=== Геохімія ===
За геохімічними властивостями літій належить до багатоіонних літофільних елементів, серед яких також [[калій]], [[рубідій]] і [[цезій]]. Вміст літію у верхній [[континентальна кора|континентальній корі]] становить 21 [[грам|г]]/[[тона|т]], в [[морська вода|морській воді]] 0,17 мг/л<ref>J.P. Riley and Skirrow G. Chemical Oceanography V. 1, 1965</ref>. Літій є диспергованим елементом. Величина кларку літію, не дивлячись на його диспергованість у природі, вища у порівнянні із елементами, як Ag, Au, Hg, Sn, Pb, As, Sb, Bi.

Літій зустрічається у природі у вигляді сполук. Входить до складу гірських порід, переважно концентруючись у кислих виверженнях й у осадових породах, міститься у ґрунтах, кам'яному вугіллі, мінеральних джерелах, озерних мулах, підземних водах, морській воді, живих організмах та багатьох рослинах<ref>{{Cite book|title=В.Г.Бабченко, С.В.Блешинский. Сб. "Исследования по химии редких и сопутствующих элементов", Фрунзе, 1966, с.131.|last=|first=|year=|publisher=|location=|pages=|language=|isbn=}}</ref><ref>{{Cite book|title=А.Н.Зеликман, О.Е.Крейн, Г.В.Самсонов - металлургия редких металлов. "Металлургия", 1964.|last=|first=|year=|publisher=|location=|pages=|language=|isbn=}}</ref><ref>{{Cite book|title=А.П.Снурников, П.П.Цыб, А.Г.Пусько, М.А.Фишман, В.Т,Федулова. Цветные металлы, 9, 36 (1965).|last=|first=|year=|publisher=|location=|pages=|language=|isbn=}}</ref>.

Основні [[мінерал]]и літію&nbsp;— [[Слюди|слюда]] [[лепідоліт]] KLi<sub>1,5</sub>Al<sub>1,5</sub><nowiki>[</nowiki>Si<sub>3</sub>AlO<sub>10</sub><nowiki>]</nowiki> (F, OH) <sub>2</sub> і [[Піроксени|піроксен]] [[сподумен]]&nbsp;— LiAl <nowiki>[</nowiki>Si<sub>2</sub>O<sub>6</sub><nowiki>]</nowiki>. Коли літій не утворює самостійних мінералів, він ізоморфно заміщує калій у поширених породоутворюючих мінералах. Найбіль крупні місценародження мінералів літію у гранітних пегматитах натро-літієвого типу, оскільки літій у природі тісно супутній натрію (через схожість по енергетичній характеристиці йонів літію та натрію), особливо у місцях залишкової кристалізації<ref>{{Cite book|title=В.П.Чалый, С.П.Роженко. Укр. ЖХ, 30, 1032 (1964).|last=|first=|year=|publisher=|location=|pages=|language=|isbn=}}</ref>.

=== Космохімія ===
У місячній породі вміст літію складає (за даними мас-спектрального аналізу) (0,5-1,6)•10<sup>−3</sup> %, у місячному ґрунті&nbsp;— 0,6•10<sup>−3</sup> %<ref>{{Cite book|title=А.П. Виноградов  - Геохимия, 1971, с.259.|last=|first=|year=|publisher=|location=|pages=|language=|isbn=}}</ref>. Літій виявлений також у атмосферах декотрих зірок, які через аномальний вміст у них літію отримали назву літієвих зірок. Найбільший відомий вміст літію у атмофері TYC 429-2097-1.
<br/>

=== Родовища та ресурси ===
{|class="wikitable sortable" style="float:right; margin:5px; font-size: 90%;"
|+Виробництво і розвідані запаси літію<br/>(на [[2011]]) в [[тона]]х<ref name="minerals.usgs.gov">{{citation| publisher = U.S. Geological Survey| url = http://minerals.usgs.gov/minerals/pubs/commodity/lithium/| title = Lithium Statistics and Information| date = 2011| accessdate = 13 квітня 2015| archive-date = 29 липня 2018| archive-url = https://web.archive.org/web/20180729074829/https://minerals.usgs.gov/minerals/pubs/commodity/lithium/}}{{ref-en}}</ref>
|-
! Країна
! Виробництво
! Запаси
|-
|{{Країна з прапорцем|Аргентина}}
| 3 200
| 850 000
|-
|{{Країна з прапорцем|Австралія}}
| 9 260
| 970 000
|-
|{{Країна з прапорцем|Бразилія}}
| 160
| 64 000
|-
|{{Країна з прапорцем|Канада}}
| 480
| 180 000
|-
|{{Країна з прапорцем|Чилі}}
| 12 600
| 7 500 000
|-
|{{Країна з прапорцем|Китай}}
| 5 200
| 3 500 000
|-
|{{Країна з прапорцем|Португалія}}
| 820
| 10 000
|-
|{{Країна з прапорцем|Зімбабве}}
| 470
| 23 000
|-
| '''[[Земля]]'''
| '''34 000'''
| '''13 000 000'''
|}
Родовища літію належать до рідкометальних гранітних інтрузій, у зв'язку з якими розвиваються літієносні [[пегматити]] або гідротермальні комплексні родовища, що містять також [[олово]], [[вольфрам]], [[вісмут]] та інші метали. Варто особливо відзначити специфічні породи [[онгоніт]]и&nbsp;— граніти з магматичним [[топаз]]ом, високим вмістом [[Фтор|фтору]] та води, і винятково високими концентраціями різних рідкісних елементів, зокрема літію.

Інший тип родовищ літію&nbsp;— [[ропа]] деяких сильносолоних [[Озеро|озер]].

Джерела промислового видобутку літію: рідкіснометалічні гранітні пегматити (на початку XXI&nbsp;ст.&nbsp;— близько 25&nbsp;% розвіданих запасів і 55&nbsp;% видобутку), літійвмісна ропа соляних озер (близько 75&nbsp;% запасів і 45&nbsp;% видобутку), нетрадиційні&nbsp;— гекторитові глини (у США), води нафто-газоконденсатних родовищ.

Виявлені світові ресурси літію складають близько 13&nbsp;млн т. З них 760 тис. т знаходиться у [[Сполучені Штати Америки|США]]. Однак, за деякими оцінками дослідників з [[Національна лабораторія ім. Лоуренса в Берклі|Національної лабораторії ім. Лоуренса в Берклі]], на території США присутні родовища літію, запаси яких складають 18 метричних млн т<ref>[https://newsyou.info/2023/12/vcheni-viyavili-misceznaxodzhennya-18-miljoniv-tonn-bilogo-zolota Вчені виявили місцезнаходження 18 мільйонів тонн “білого золота”. 28.12.2023, 20:14]</ref>. На 2001&nbsp;р. світові запаси літію, за оцінками Геологічного бюро США, становили 400 тис. т, база запасів&nbsp;— 9400 тис. т (без урахування Аргентини, Китаю, Португалії та країн колишнього СРСР). Найбільші запаси має [[Чилі]]&nbsp;— 3000 тис. т (літієносна ропа), у [[Канада|Канаді]] і [[Австралія|Австралії]] знаходиться відповідно 180 і 150 тис. т літію в гранітних пегматитах. Також родовища мають [[Болівія]] ([[Солончак Уюні]]&nbsp;— найбільше у світі<ref>[http://designmind.frogdesign.com/files/u10/Lithium_Article_Eric_Burns.pdf Lithium Article Eric Burns] {{Webarchive|url=https://web.archive.org/web/20130518223052/http://designmind.frogdesign.com/files/u10/Lithium_Article_Eric_Burns.pdf |date=18 травня 2013 }}{{ref-en}}</ref>), [[Аргентина]], [[демократична республіка Конго|Конго]], [[Китай]] (озеро [[Чаб'єр-Цака]]), [[Бразилія]], [[Сербія]] та ін<ref>[http://www.csiro.au/~/media/CSIROau/Flagships/Minerals%20Down%20Under/MF%20Cluster%20publications/Mohr%20et%20alReport14Lithium%20resources2010.pdf Lithium Resources and Production: a critical global assessment] {{Webarchive|url=https://web.archive.org/web/20140811004727/http://www.csiro.au/~/media/CSIROau/Flagships/Minerals%20Down%20Under/MF%20Cluster%20publications/Mohr%20et%20alReport14Lithium%20resources2010.pdf |date=11 серпня 2014 }} // {{нп|CSIRO||en|CSIRO}}, 2010{{ref-en}}</ref><ref>[http://minerals.usgs.gov/minerals/pubs/commodity/lithium/ Lithium] {{Webarchive|url=https://web.archive.org/web/20180729074829/https://minerals.usgs.gov/minerals/pubs/commodity/lithium/ |date=29 липня 2018 }} // USGS{{ref-en}}</ref>.

[[Україна]] має значні запаси літію, пов'язані з рідкіснометалічними гранітними пегматитами протерозою. У Західному Приазов'ї розвідані родовища Крута Балка і Шевченківське. У центральній частині [[Український щит|Українського щита]], у Шполяно-Ташлицькому рудному районі&nbsp;— родовища [[Полохівське родовище літію|Полохівське]], Станкуватське, «Надія» і прояв Липнязький. Найперспективнішим вважається Полохівське літієве (петалітові руди) родовище ([[Кіровоградська область]]). У 1994 році Мінпромом України запропоновано підготувати до промислового освоєння Шевченківське родовище літієвих руд у Донецькій області. Проведено оцінку і складено ТЕО розробки Полохівського родовища літію. Це може не тільки забезпечити потреби у літії різних галузей промисловості, але і збільшити її експортний потенціал.

Орієнтовно щорічні потреби України у карбонаті літію становлять (у перерахунку на метал) 100–200 т. Прогнозується збільшення потреб у петалітовому концентраті для виробництва спеціального скла і кераміки&nbsp;— на десятки тис. тонн.

== Ізотопи ==
{{main|Ізотопи літію}}
[[Файл:Lityumatomu.jpg|thumb|Схема атому літію-6 (ізотопу літію)&nbsp;— навколо 3-х [[протон]]ів та 3-х [[нейтрон]]ів в центрі, рухаються 3 [[електрон]]и]]
Природний літій складається з двох стабільних ізотопів: <sup>6</sup>Li (7,5&nbsp;%) і <sup>7</sup>Li (92,5&nbsp;%); у деяких зразках літію ізотопне співвідношення може бути значно порушено внаслідок природного або штучного фракціонування ізотопів. Це слід мати на увазі при точних хімічних дослідах з використанням літію або його сполук. Також відомо ще 7 штучних радіоактивних ізотопів літію і два [[Ізомерія атомних ядер|ядерних ізомери]] (масові числа від <sup>4</sup>Li до <sup>12</sup>Li та <sup>10m1</sup>Li&nbsp;— <sup>10m2</sup>Li відповідно). Найстійкіший з них, <sup>8</sup>Li, має [[період напіврозпаду]] 0,8403 с. Екзотичний ізотоп <sup>3</sup>Li ([[трипротон]]), мабуть, не існує як зв'язана система.

<sup>7</sup>Li є одним з небагатьох ізотопів, що утворилися під час [[первинний нуклеосинтез|первинного нуклеосинтезу]] (тобто невдовзі після [[Великий Вибух|Великого Вибуху]]<ref name="Primodal-lithium-problem-2012-arx">BD Fields [http://arxiv.org/pdf/1203.3551v1.pdf The Primordial Lithium Problem] {{Webarchive|url=https://web.archive.org/web/20161019082311/https://arxiv.org/pdf/1203.3551v1.pdf |date=19 жовтня 2016 }}, ‎Annual Reviews of Nuclear and Particle Science 2011 {{ref-ru}}</ref>), а не лише в зірках, в кількості не більше 10<sup>−9</sup> від усіх елементів<ref>{{cite web | author = Постнов К.А. | title = Лекции по общей астрофизике для физиков | url = http://www.astronet.ru/db/msg/1170612/node59.html | archivedate = 2011-08-23 | archiveurl = https://www.webcitation.org/61A4qesXd?url=http://www.astronet.ru/db/msg/1170612/node59.html | accessdate = 2015-04-13 | deadurl = no }}; див мал. 11.1{{ref-en}}</ref><ref>{{Cite web |url=http://www.int.washington.edu/PHYS554/2005/vanderplas.pdf |title=Архівована копія |accessdate=13 квітня 2015 |archive-date=13 листопада 2013 |archive-url=https://web.archive.org/web/20131113165233/http://www.int.washington.edu/PHYS554/2005/vanderplas.pdf }}{{ref-en}}</ref>. Деяка кількість ізотопу <sup>6</sup>Li, як мінімум у десять тисяч разів менша, ніж <sup>7</sup>Li, також утворена в первинному нуклеосинтезі<ref name="Primodal-lithium-problem-2012-arx"/>. Приблизно в десять разів більше <sup>7</sup>Li утворилися в зоряному нуклеосинтезі.

Літій є проміжним продуктом [[Протон-протонний цикл|реакції ppII]], але при високих температурах активно перетворюється в два ядра гелію-4<ref>[http://astro1.physics.utoledo.edu/~megeath/ph6820/lecture27_ph6820.pdf Lecture 27: Stellar Nucleosynthesis] {{Webarchive|url=https://web.archive.org/web/20150528153323/http://astro1.physics.utoledo.edu/~megeath/ph6820/lecture27_ph6820.pdf |date=28 травня 2015 }} // Університет Toledo&nbsp;— «The Destruction of Lithium in Young Convective Stars» slide 28{{ref-en}}</ref><ref>Greg Ruchti, [http://home.thep.lu.se/~torbjorn/seminars/121114-GregRuchti.pdf Lithium in the Cosmos] {{Webarchive|url=https://web.archive.org/web/20160304204238/http://home.thep.lu.se/~torbjorn/seminars/121114-GregRuchti.pdf |date=4 березня 2016 }}&nbsp;— «Lithium is Fragile» slide 10{{ref-en}}</ref> (через <sup>8</sup>Be).

== Визначення ==
[[Файл:FlammenfärbungLi.png|thumb|90px|Карміново-червоне забарвлення полум'я солями літію]]
Якісно літій виявляють по карміново-червоному забарвленню полум'я пальника летючими сполуками літію та по найбільш чітко виразних [[спектр|спектральних лініях]] літію: 670,78 і 610,36 нм. Кількісно літій визначають полум'яно-фотометричними (при вмісті літію в пробі 0,1-10&nbsp;%), спектрографічними і гравиметричними методами. В останньому випадку літій відокремлюють від інших лужних металів у вигляді LiCl екстракцією безводним ацетоном, після відділення LiCl переводять в Li<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>, який прожарюють і зважують. Літій визначають також фотометрично за допомогою хіназолінів (при вмісті літію в пробі 4.10<sup>−4</sup>−6.10<sup>−2</sup>%), флуорометричено&nbsp;— за допомогою 5,7-дібром-8-гідроксихіноліну (межа виявлення 0,1 мкг/мл літію)<ref>[http://www.xumuk.ru/encyklopedia/2344.html XuMuK.ru&nbsp;— ЛИТИЙ&nbsp;— Химическая энциклопедия] {{Webarchive|url=https://web.archive.org/web/20150317080649/http://www.xumuk.ru/encyklopedia/2344.html |date=17 березня 2015 }}{{ref-ru}}</ref>.

== Фізичні властивості ==
[[Файл:Lithium_element.jpg|thumb|Шматок чистого літію плаваючий на поверхні оливи]]
Літій&nbsp;— сріблясто-білий метал, м'який і пластичний, твердіше [[натрій|натрію]], але м'якше [[свинець|свинцю]]. Його можна обробляти пресуванням і плющенням, легко витягується в дріт. Швидко тьмяніє на повітрі через утворення темно-срібної плівки, яка складається з нітриду й оксиду літію. Є найлегшим металом: щільність твердого 0,537 (20&nbsp;°C), розтопленого (200&nbsp;°C) 0,509 г/см³<ref>{{Cite book|title=Ю.В.Румянцев, Н.А.Хворостухина - Физико-химические основы пирометаллургии индия, 1958.|last=|first=|year=|publisher=|location=|pages=|language=|isbn=}}</ref><ref>{{Cite book|title=С.А.Щукарев, Г.А.Семенов, И.А.Ратьковский. Журнал прикладной химии, 35, 1454 (1962).|last=|first=|year=|publisher=|location=|pages=|language=|isbn=}}</ref>. Тиск витікання (тиск витікання&nbsp;— це тиск, за якого речовина витискається поршнем у циліндричній ємності із отвором у дні<ref>{{Cite book|title=Аносов В.Я., Озерова М.И. - Основы физико-химического анализа, с.85.|last=|first=|year=|publisher=|location=|pages=|language=|isbn=}}</ref>) за 15–20&nbsp;°C складає 1,7∙10<sup>7</sup> Н/м², модуль пружності 5∙10<sup>9</sup> H/м², межа міцності при розтягу 11,8 кгс/см², відносне подовження 50–70&nbsp;%<ref>{{Cite book|title=Н.В.Аксельруд. Журнал неорганической химии, 3, 1738 (1954).|last=|first=|year=|publisher=|location=|pages=|language=|isbn=}}</ref><ref>{{Cite book|title=Б.Н.Иванов-Ємин, Л.А.Ниссельсон, Ю.Грекса. Журнал неорганической хими, 5, 1996 (1960).|last=|first=|year=|publisher=|location=|pages=|language=|isbn=}}</ref>.

При [[кімнатна температура|кімнатній температурі]] металевий літій має кубічну об'ємноцентричну ґратку ([[координаційне число]] 8), [[просторова група]] ''I''m3m, параметри комірки a = 0,35021 нм, Z = 2. Нижче 78 К стійкою кристалічною формою є [[гексагон]]альна щільноупакована структура, в якій кожен атом літію має 12 найближчих сусідів, розташованих в [[Вершина (геометрія)|вершинах]] [[кубооктаедр]]а. Кристалічна ґратка відноситься до просторової групі ''P''6<sub>3</sub>/mmc, параметри a = 0,3111 нм, c = 0,5093 нм, Z = 2.

З усіх лужних металів літій характеризується найвищими температурами плавлення і кипіння (180,54 і 1340&nbsp;°C, відповідно), у нього найнижча [[густина]] при кімнатній температурі серед всіх металів (0,533 г/см³, майже в два рази менше густини води). Внаслідок своєї низької густини літій спливає не тільки у воді, але і, наприклад, в [[гас]]і<ref>[http://www.chemister.ru/Chemie/records.htm Книга рекордов Гиннесса для химических веществ] {{Webarchive|url=https://web.archive.org/web/20120111061742/http://www.chemister.ru/Chemie/records.htm |date=11 січня 2012 }}{{ref-ru}}</ref>.

Маленькі розміри [[атом]]а літію призводять до появи особливих властивостей металу. Наприклад, він змішується з натрієм тільки при [[температура|температурі]] нижче 380&nbsp;°C і не змішується з розплавленими калієм, рубідієм і цезієм, в той час як інші пари лужних металів змішуються один з одним в будь-яких співвідношеннях.

== Хімічні властивості ==
Конфігурація зовнішньої електронної оболонки атома літію 2s<sup>1</sup>; у всіх відомих з'єднаннях він одновалентний.

Реагує з водою (дає LiOH + H<sub>2</sub>), галогенами, азотом, з воднем (дає гідрид LiH при 500&nbsp;°С), тільки йому серед лужних металів властиві нерозчинні карбонати й флуориди. Взаємодіє з киснем (оксид Li<sub>2</sub>O), утворення пероксидних сполук при окисненні не характерне, Li<sub>2</sub>O<sub>2</sub> утворюються непрямо.

Літій хоча і є [[Лужний метал|лужним металом]], однак відносно стійкий на [[повітря|повітрі]]. Він є найменш активним лужним металом, і тому з сухим повітрям (і навіть з сухим [[кисень|киснем]]) при кімнатній температурі практично не реагує. Але все ж потихеньку окислюється з утворенням темного нальоту продуктів взаємодії:
: <math>\mathrm{4Li + O_2 \longrightarrow 2Li_2O}</math>;

: <math>\mathrm{6Li + N_2 \longrightarrow 2Li_3N}</math>

З цієї причини літій є єдиним лужним металом, який не зберігають в гасі (до того ж густина літію настільки мала, що він буде в ньому плавати) і може нетривалий час зберігатися на повітрі. У вологому повітрі поволі реагує з [[азот]]ом та іншими [[газ]]ами, що знаходяться в повітрі, перетворюючись на [[нітрид літію]] Li<sub>3</sub>N, [[гідроксид літію]] і карбонат Li<sub>2</sub>CO<sub>3</sub>. У кисні при нагріванні горить, перетворюючись на [[оксид літію]] Li<sub>2</sub>O (пероксид Li<sub>2</sub>O<sub>2</sub> виходить тільки непрямим шляхом). Температура самозаймання на повітрі знаходиться в районі 300&nbsp;°C. Продукти горіння подразнюють слизову оболонку [[Носоглотка|носоглотки]]. При [[горіння|горінні]] літій та його солі забарвлюють [[полум'я]] в [[кармін]]ово-[[червоний колір]], що є якісною ознакою для визначення літію, це встановив німецький хімік [[Леопольд Гмелін]] у [[1818]] році. Цікава особливість літію в тому, що в інтервалі температур від 100&nbsp;°C до 300&nbsp;°C він покривається щільною оксидною плівкою, і надалі не [[окислення|окислюється]]. На відміну від інших лужних металів, що дають стабільні надпероксиди і озоніди, надпероксид і озонід літію&nbsp;— нестабільні з'єднання. Оксид літію Li<sub>2</sub>O&nbsp;— біла тверда речовина&nbsp;— являє собою типовий лужний оксид. Li<sub>2</sub>O активно реагує з водою з утворенням гідроксиду літію LiOH. Цей гідроксид отримують електролізом водних розчинів [[Хлорид літію|LiCl]]:
: <math>\mathrm{2LiCl + 2H_2O \longrightarrow 2LiOH + Cl_2 \uparrow + H_2 \uparrow}</math>

Також в вільному стані літій спокійно, без вибуху і загоряння, реагує з водою, утворюючи [[Гідроксид літію|LiOH]] і [[водень|H<sub>2</sub>]]. LiOH&nbsp;— сильна основа, але вона відрізняється за властивостями від гідроксидів інших лужних металів. Гідроксид літію поступається їм у розчинності. При прожаренні гідроксид літію втрачає воду:
: <math>\mathrm{2LiOH \longrightarrow Li_2O + H_2O}</math>

Велике значення в синтезі органічних і неорганічних сполук має гідрид літію LiH, який утворюється при взаємодії розплавленого літію з воднем (H):
: <math>\mathrm{2Li + H_2 \longrightarrow 2LiH}</math>

LiOH&nbsp;— іонна сполука, будова кристалічної ґратки якої схожа на будову кристалічної ґратки [[Хлорид натрію|хлориду натрію]] (NaCl). Гідрид літію можна використовувати як джерело водню для наповнення [[аеростат]]ів і рятувального спорядження (надувних човнів і&nbsp;т.&nbsp;ін.), так як при його [[гідроліз]]і утворюється велика кількість водню (1 кг LiH дає 2,8 м³ H<sub>2</sub>):
: <math>\mathrm{LiH + H_2O \longrightarrow LiOH + H_2 \uparrow}</math>

Він також знаходить застосування при [[синтез]]і різних [[гідрид]]ів, наприклад, [[борогідрид літію|борогідріду літію]]:
: <math>\mathrm{BCl_3 + 4LiH \longrightarrow Li[BH_4] + 3LiCl}</math>

Мінеральні [[кислоти]] енергійно розчиняють Li (стоїть першим у ряді напруг, його нормальний [[електродний потенціал]] Li/Li<sup>+</sup> має найбільше негативне значення (E°<sub>298</sub> = -3,045 B) в порівнянні зі стандартними електродними потенціалами інших металів, це обумовлено великою енергією гідратації маленького іона Li<sup>+</sup>, що значно зміщує рівновагу в бік іонізації металу). Реагує також з [[Етиловий спирт|етиловим спиртом]], і з [[аміак]]ом. При контактах з [[галоген]]ами літій самозаймається при звичайних умовах (з [[йод]]ом&nbsp;— тільки при нагріванні), утворюючи [[галогеніди]] (найважливіший&nbsp;— [[хлорид літію]]). Подібно [[Магній|магнію]] (Mg), нагрітий літій здатний горіти в [[Діоксид вуглецю|CO<sub>2</sub>]]:
: <math>\mathrm{4Li + CO_2 \longrightarrow C + 2Li_2O}</math>

При нагріванні з [[Сірка|сіркою]] літій дає сульфід Li<sub>2</sub>S. З азотом літій повільно реагує вже при кімнатній температурі, енергійно&nbsp;— при 250&nbsp;°С з утворенням [[нітрид]]у Li<sub>2</sub>N. З фосфором літій безпосередньо не взаємодіє, але в спеціальних умовах можуть бути отримані [[фосфіди]]. Нагрівання літію з [[Вуглець|вуглецем]] призводить до отримання [[карбід]]у Li<sub>2</sub>C<sub>2</sub>, з кремнієм&nbsp;— [[силіцид літію]]. [[Бінарні сполуки]] літію&nbsp;— Li<sub>2</sub>О, LiH, Li<sub>3</sub>N, Li<sub>2</sub>C<sub>2</sub>, LiCl та інші, а також LiOH досить реакційноздатні; при нагріванні або плавленні вони руйнують багато металів, порцеляну, кварц та інші матеріали. Карбонат, фторид LiF, фосфат Li<sub>3</sub>PO<sub>4</sub> та інші сполуки літію за умовами утворення і властивостями близькі до відповідних похідних магнію і кальцію. З'єднання літію&nbsp;— солі&nbsp;— як правило, безбарвні кристалічні речовини. За хімічною поведінкою солі літію трохи нагадують аналогічні з'єднання магнію (Mg) або кальцію (Ca). Погано розчиняються у воді фторид LiF, карбонат Li<sub>2</sub>CO<sub>3</sub>, фосфат Li<sub>2</sub>PO<sub>4</sub>, добре розчинний хлорат літію LiClO<sub>3</sub>&nbsp;— це, мабуть, одна з найбільш добре розчинних сполук в неорганічній хімії (при 18&nbsp;°C в 100 г води розчиняється 313,5 г LiClO<sub>3</sub>).

Літій утворює з'єднання з частково ковалентним зв'язком Li-C,&nbsp;— тобто [[літійорганічні сполуки]]. Наприклад, при реакції [[йодбензол]]у C<sub>6</sub>H<sub>5</sub>I з літієм в органічних [[розчинник]]ах протікає реакція:
[[Файл:Butyllithium-hexamer-from-xtal-3D-balls-A.png|thumb|Гексамер [[н-бутиллітій|н-бутиллітію]]&nbsp;— літійорганічної сполуки]]
: <math>\mathrm{C_6H_5I + 2Li \longrightarrow C_6H_5Li + LiI}</math>

Літій відіграє велику роль в [[органічний синтез|органічному синтезі]]. Тому численні літійорганічні сполуки широко використовуються в органічному синтезі і як каталізатори.

Літій&nbsp;— компонент багатьох [[сплав]]ів. З деякими металами (Mg, Zn, Al) він утворює тверді [[розчин]]и значної концентрації, з багатьма&nbsp;— [[Інтерметаліди|інтерметалідами]] (LiAg, LiHg, LiMg<sub>2</sub>, LiAl і баг. ін.). Останні часто вельми тверді і тугоплавкі, лише трохи змінюються на повітрі; деякі з них&nbsp;— напівпровідники. Вивчено ряд бінарних і потрійних систем за участю літію; відповідні їм сплави вже знайшли застосування в техніці<ref>{{Cite web |url=http://www.webelements.narod.ru/elements/Li.htm |title=Li — Литий |accessdate=13 квітня 2015 |archive-date=20 березня 2015 |archive-url=https://web.archive.org/web/20150320134647/http://www.webelements.narod.ru/elements/Li.htm }} Li&nbsp;— Литий{{ref-ru}}</ref>.

== Отримання ==
Сполуки літію виходять в результаті гідрометалургійної переробки концентратів&nbsp;— продуктів збагачення літієвих руд. Основний силікатний мінерал&nbsp;— [[сподумен]] переробляють за вапняковим (лужним), сульфатним (сольовим) та сірчанокислотним (кислотним) методами. В основі першого&nbsp;— розкладання сподумена вапняком при 1150–1200&nbsp;°C:
: <math>\mathrm{Li_2O \cdot Al_2O_3 \cdot 4SiO_2 + 8CaCO_3 \longrightarrow Li_2O \cdot Al_2O_3 + 4(2CaO \cdot SiO_2) + 8CO_2}</math>

: При [[Вилуговування|вилуговуванні]] суміші водою в присутності надлишку [[Вапно|вапна]] [[алюмінат літію]] розкладається з утворенням [[Гідроксид літію|гідроксиду літію]]:
:: <math>\mathrm{Li_2O \cdot Al_2O_3 + Ca(OH)_2 \longrightarrow 2LiOH + CaO \cdot Al_2O_3}</math>

За сульфатним методом сподумен (та інші [[алюмосилікат]]и) спікають з [[сульфат калію|сульфатом калію]]:
: <math>\mathrm{Li_2O \cdot Al_2O_3 \cdot 4SiO_2 + K_2SO_4 \longrightarrow Li_2SO_4 + K_2O \cdot Al_2O_3 \cdot 4SiO_2}</math>

: [[Сульфат літію]] розчиняють у воді і з його розчину [[Сода|содою]] осаджують [[карбонат літію]]:
:: <math>\mathrm{Li_2SO_4 + Na_2CO_3 \longrightarrow Li_2CO_3 + Na_2SO_4}</math>

За сірчанокислотним методом також отримують спочатку розчин сульфату літію, а потім карбонат літію; сподумен розкладають сірчаною кислотою при 250–300&nbsp;°C (реакція застосовна тільки для β-модифікації сподумену):
: <math>\mathrm{\beta-Li_2O \cdot Al_2O_3 \cdot 4SiO_2 + H_2SO_4 \longrightarrow Li_2SO_4 + H_2O \cdot Al_2O_3 \cdot 4SiO_2}</math>

Метод використовується для переробки руд, незбагачених сподуменом, якщо вміст у них Li<sub>2</sub>O не менше 1&nbsp;%. Фосфатні мінерали літію легко розкладаються кислотами, проте за новішими методами їх розкладають сумішшю [[гіпс]]у і вапна при 950–1050&nbsp;°С з подальшою водною обробкою спеків і осадженням з розчинів карбонату літію. У будь-якому випадку з отриманих розчинів виділяють погано розчинний [[карбонат літію]] Li<sub>2</sub>CO<sub>3</sub>, який потім перетворюють на хлорид LiCl.

Металевий літій отримують [[електроліз]]ом розплавленої [[Суміш (хімія)|суміші]] хлоридів літію і калію (або BaCl<sub>2</sub>) при 400–460&nbsp;°С (ці солі слугують для зниження температури плавлення суміші) (вагове співвідношення компонентів 1:1):
: <math>\mathrm{2LiCl \ \xrightarrow \ \ 2Li + Cl_2 \uparrow }</math>

Електролітичні ванни футеруються [[магнезит]]ом, [[алунд]]ом, [[муліт]]ом, [[тальк]]ом, [[графіт]]ом та іншими матеріалами, стійкими до розплавленого електроліту; [[анод]]ом служать [[графіт]]ові, а [[катод]]ом&nbsp;— [[Залізо|залізні]] стрижні. Чорновий металевий літій містить механічні включення і домішки (K, Mg, Ca, Al, Si, Fe, але головним чином Na). Включення видаляються переплавкою, домішки&nbsp;— рафінуванням при зниженому тиску, або методом [[вакуумна дистиляція|вакуумної дистиляції]]. Наразі велика увага приділяється металотермічним методам отримання літію<ref>[http://chem100.ru/elem.php?n=3#m0 Литий&nbsp;— Свойства химических элементов] {{Webarchive|url=https://web.archive.org/web/20150414000624/http://chem100.ru/elem.php?n=3#m0 |date=14 квітня 2015 }}{{ref-ru}}</ref>.

== Застосування ==
[[Файл:Global Lithium Uses.svg|thumb|Оцінка використання літію в світі в 2011 році<ref name="Li-uses-2011">{{Cite news|author=USGS|year=2011|title=Lithium|url=http://minerals.usgs.gov/minerals/pubs/commodity/lithium/mcs-2012-lithi.pdf|accessdate=2012-11-03|format=PDF|archive-date=9 липня 2017|archive-url=https://web.archive.org/web/20170709114436/https://minerals.usgs.gov/minerals/pubs/commodity/lithium/mcs-2012-lithi.pdf}}{{ref-en}}</ref>
{{legend|#ef4f30|Кераміка і скло (29%)}}
{{legend|#f9af20|Джерела струму (27%)}}
{{legend|#f2eb23|Мастильні матеріали (12%)}}
{{legend|#a5e429|Безперерв. розлив сталі (5%)}}
{{legend|#00e8cf|Регенерація кисню (4%)}}
{{legend|#103dc9|Полімери (3%)}}
{{legend|#a53ae0|Металургія алюмінію (2%)}}
{{legend|#e200f4|Фармацевтика (2%)}}
{{legend|#da003e|інше (16%)}}]]
За значущістю в сучасній техніці літій&nbsp;— один з найважливіших рідкісних елементів.

=== [[Електроніка]] ===
* Сплави літію з сріблом, з золотом, а також з міддю є дуже ефективними [[припій|припоями]].
* [[Триборат літію-цезію]] використовується як оптичний матеріал в радіоелектроніці.
* Кристалічні [[ніобат літію]](LiNbO<sub>3</sub>) і [[танталат літію]](LiTaO<sub>3</sub>) є нелінійними оптичними матеріалами і широко застосовуються в [[нелінійна оптика|нелінійній оптиці]], [[акустооптика|акустооптиці]] і [[оптоелектроніка|оптоелектроніці]].
* Літій також використовується при наповненні освітлювальних газорозрядних металогалогеновими ламп.

==== [[Термоелектричні матеріали]] ====
* Сплав [[сульфід літію|сульфіду літію]] і {{iw|сульфід міді(I)|сульфіду міді||Copper(I) sulfide}}&nbsp;— ефективний напівпровідник для [[Термопара|термоелектроперетворювачів]] ([[Електрорушійна сила|ЕРС]] близько 530 мкВ/К).

=== [[Хімічні джерела струму]] ===
* З літію виготовляють [[анод]]и хімічних джерел струму ([[Акумуляторна батарея|акумуляторів]], наприклад, [[літій-хлорний акумулятор|літій-хлорних акумуляторів]]) і [[Літієва батарея|гальванічних елементів]] з твердим [[електроліт]]ом (наприклад, [[літій-хромсрібний елемент|літій-хромсрібний]], [[літій-бісмутатний елемент|літій-бісмутатний]], [[літій-окисомідний елемент|літій-окисомідний]], [[літій-двоокисомарганцевий елемент|літій-двоокисомарганцевий]], [[літій-йодсвинцевий елемент|літій-йодсвинцевий]], [[літій-йодний елемент|літій-йодний]], [[літій-тіонілхлоридний елемент|літій-тіонілхлоридний]], [[літій-оксидванадієвий елемент|літій-оксидванадієвий]], [[літій-фторомідний елемент|літій-фторомідний]], [[літій-двоокисосірчаний елемент]]и), що працюють на основі наведених рідких і твердих електролітів ([[тетрагідрофуран]], [[пропіленкарбонат]], [[метілформіат]], [[ацетонітрил]]).
* [[Кобальтат літію]] і [[молібдат літію]] показали кращі експлуатаційні властивості і [[енергоємність]] як позитивний електрод літієвих [[акумулятор]]ів.
* [[Гідроксид літію]] використовується як один з компонентів для приготування електроліту [[лужні акумулятори|лужних акумуляторів]]. Додавання гідроксиду літію до електроліту тягових залізо-нікелевих, нікель-кадмієвих, нікель-цинкових акумуляторних батарей підвищує їх термін служби в 3 рази і ємність на 21&nbsp;% (за рахунок утворення нікелатів літію).
* [[Алюмінат літію]]&nbsp;— найефективніший [[твердий електроліт]] (разом з цезій-бета-глиноземом).

=== [[Лазерні матеріали]] ===
* [[Монокристал]]и [[флуорид літію|флуориду літію]] використовуються для виготовлення високоефективних ([[Коефіцієнт корисної дії|ККД]] 80&nbsp;%) [[лазер]]ів на центрах вільного забарвлення, і для виготовлення [[Оптичні прилади|оптики]] з широкою спектральною смугою пропускання.

=== [[Ракетне паливо]] ===
* Літій та його сполуки широко застосовуються в ракетній техніці. Суміш парів літію з молекулярним [[водень|воднем]] є ефективним робочим тілом для газофазних ядерних ракетних двигунів. Рідкий літій використовується як робоче тіло в електроракетних двигунах, зокрема&nbsp;— у потужних ЕРД. Літій використовується як власне ракетне паливо або як добавка до нього.
<div style="clear: both; width: 700px; margin-left: auto; margin-right: auto; padding: 1px; background: #FFFFFF; border:1px solid #A89588;" class="NavFrame">
<div align="center" style="background: #FFFFFF" class="NavHead">'''Теоретичні характеристики ракетних палив, утворених літієм з різними окислювачами.'''
</div>
<div class="NavContent" align=left>
{| class="standard"
|+&nbsp;
! Окислювач
! Питома тяга (Р1, сек)
! Температура згоряння °С
! Густина палива г/см³
! Приріст швидкості, ΔVід,25, м/сек
! Ваговий вміст пального %
|-
|[[Фтор]]
|378,3 сек
|5350&nbsp;°C
|0,999
|4642 м/сек
|28&nbsp;%
|-
|[[Тетрафторгідразин]]
|348,9 сек
|5021&nbsp;°C
|0,920
|4082 м/сек
|21,07&nbsp;%
|-
|[[Трифторид хлору]]
|320,1 сек
|4792&nbsp;°C
|1,163
|4275 м/сек
|24&nbsp;%
|-
|[[Пентафторид хлору|Пентафторид&nbsp;хлору]]
|334 сек
|4946&nbsp;°C
|1,128
|4388 м/сек
|24,2&nbsp;%
|-
|[[Перхлорилфторид]]
|262,9 сек
|3594&nbsp;°C
|0,895
|3028 м/сек
|41&nbsp;%
|-
|[[Діфторид кисню]]
|339,8 сек
|4595&nbsp;°C
|1,097
|4396 м/сек
|21&nbsp;%
|-
|[[Кисень]]
|247,1 сек
|3029&nbsp;°C
|0,688
|2422 м/сек
|58&nbsp;%
|-
|[[Пероксид водню]]
|270,5 сек
|2995&nbsp;°C
|0,966
|3257 м/сек
|28,98&nbsp;%
|-
|[[Діоксид азоту]]
|239,7 сек
|3006&nbsp;°C
|0,795
|2602 м/сек
|48&nbsp;%
|-
|[[Нітратна кислота]]
|240,2 сек
|3298&nbsp;°C
|0,853
|2688 м/сек
|42&nbsp;%
|}
</div>
</div>
[[Файл:US_Navy_040626-N-5319A-006_An_Anti-Submarine_Warfare_(ASW)_MK-50_Torpedo_is_launched_from_guided_missile_destroyer_USS_Bulkeley_(DDG_84).jpg|thumb|Корабельний пуск [[Торпеда|торпеди]], паливом в якій слугують сполуки літію]]

=== [[Окисник]]и ===
* [[Перхлорат літію|Перхлорат]] і нітрат літію застосовуються як окисники.

=== [[Піротехніка]] ===
* [[Нітрат літію]] використовують в піротехніці для забарвлення полум'я у червоний колір.

=== [[Дефектоскопія]] ===
* [[Сульфат літію]] використовують в дефектоскопії.

=== [[Металургія]] ===
* У чорній та кольоровій металургії літій використовується для [[розкислювання металів|розкислювання]] та підвищення пластичності і міцності сплавів.
* Літій іноді застосовується для відновлення методами [[Металотермія|металотермії]] рідкісних металів.

==== Металургія алюмінію ====
* [[Карбонат літію]] є найважливішою допоміжною речовиною (додається в електроліт) при виплавці [[алюміній|алюмінію]], і його споживання зростає з кожним роком пропорційно обсягу світового видобутку алюмінію (витрата карбонату літію 2,5–3,5&nbsp;кг на [[тонна|тонну]] виплавленого алюмінію).
* Введення літію в систему легування дозволяє отримати нові сплави алюмінію з високою питомою міцністю. Добавка літію знижує густину сплаву і підвищує [[модуль пружності]]. При вмісті літію до 1,8&nbsp;% сплав має низький опір корозії під напругою, а при 1,9&nbsp;% сплав не схильний до корозійного розтріскування. Збільшення вмісту літію до 2,3&nbsp;% сприяє зростанню ймовірності утворення рихлоти і тріщин. Механічні властивості при цьому змінюються: межі міцності і текучості зростають, а пластичні властивості знижуються.
* Найбільш відомі системи легування Al-Mg-Li (приклад&nbsp;— сплав 1420, застосовується для виготовлення конструкцій літальних апаратів) і Al-Cu-Li (приклад&nbsp;— сплав 1460, застосовується для виготовлення ємностей для зріджених газів).

=== [[Сплави]] ===
* Сплави літію з [[магній|магнієм]], [[скандій|скандієм]], [[мідь|міддю]], [[кадмій|кадмієм]] і алюмінієм&nbsp;— нові перспективні матеріали в авіації та космонавтиці (через їх легкість).
* На основі [[алюмінат літію|алюмінату]] та [[силікат літію|силікату літію]] створено кераміку, що твердіє за кімнатної температури і застосовується у військовій техніці, металургії, та, в перспективі, у термоядерній енергетиці
* Літій дуже ефективно зміцнює сплави [[свинець|свинцю]] і надає їм пластичність і стійкість проти корозії.

=== [[Силікатна промисловість]] ===
* Літій та його сполуки широко застосовують у силікатній промисловості для виготовлення спеціальних сортів скла і покриття порцелянових виробів.
* Величезною міцністю володіє скло на основі літій-алюміній-силікату, зміцнюваного волокнами карбіду кремнію.

=== [[Мастильні матеріали]] ===
* [[Стеарат літію]] («[[літієве мило]]») використовується як високотемпературне мастило. Див.: [[літол]].

=== [[Ядерна енергетика]] ===
[[Ізотоп]]и <sup>6</sup>Li та <sup>7</sup>Li володіють різними ядерними властивостями (перетин поглинання теплових нейтронів, продукти реакцій) і сфера їх застосування різна.
* [[Гафніат літію]] входить до складу спеціальної емалі, призначеної для захоронення високоактивних ядерних відходів, що містять [[плутоній]].

==== Літій-6 ====
[[Файл:Castle_Bravo_Blast.jpg|thumb|[[гідрид літію|Дейтерид літію-6]] був використаний у [[Термоядерна бомба|термоядерній бомбі]] при «[[Кастл Браво]]»]]
* Опромінюючи нуклід <sup>6</sup>Li тепловими нейтронами, отримують радіоактивний [[тритій]] <sup>3</sup>H (Т):
: <math>{}^{6}_{3}\textrm{Li} + {}^{1}_{0}\textrm{n} \rightarrow {}^{3}_{1}\textrm{H} + {}^{4}_{2}\textrm{He}</math>

Завдяки цьому літій-6 може застосовуватися як заміна радіоактивного, нестабільного і незручного в обігу тритію як у військових ([[термоядерна зброя]]), так і в мирних ([[керований термоядерний синтез]]) цілях.
* [[гідрид літію|Дейтерид літію-6]] (<sup>6</sup>LiD) застосовується як термоядерне пальне у [[воднева бомба|водневих бомбах]].
* Перспективно також використання літію-6 для отримання [[Гелій-3|гелію-3]] (через тритій) з метою подальшого використання в дейтерій-гелієвих термоядерних реакторах.

==== Літій-7 ====
* Застосовується в [[ядерний реактор|ядерних реакторах]], використовуючих реакції за участю важких елементів, таких, як [[уран (хімічний елемент)|уран]], [[торій]] або [[плутоній]].
* Завдяки дуже високій [[питома теплоємність|питомої теплоємності]], рідкий літій (часто у вигляді сплаву з натрієм або цезієм-133) може слугувати ефективним [[Теплоносій|теплоносієм]]. У [[ядерний реактор|ядерних реакторах]] із цією метою застосовують [[ізотоп]] <sup>7</sup>Li, який, на відміну від <sup>6</sup>Li, має низький перетин захоплення теплових [[нейтрон]]ів.
* Фторид літію-7 в сплаві з [[фторид берилію|фторидом берилію]] (66&nbsp;% LiF + 34&nbsp;% BeF<sub>2</sub>) носить назву «флайб» ([[FLiBe]]) і застосовується як високоефективний теплоносій і розчинник фторидів урану і [[торій|торію]] у високотемпературних [[Реактор на розплавах солей|рідинносольових реакторах]], і для виробництва [[тритій|тритію]].
* Сполуки літію, збагачені по ізотопу літію-7, застосовуються на реакторах PWR для підтримки водно-хімічного режиму, реакторах PWR (гідрооксид літію), а також в демінералізаторі першого контуру. Щорічна потреба США оцінюється в 200–300&nbsp;кг, виробництвом володіють лише Китай і Росія<ref>{{cite news|url=http://www.atominfo.ru/newsf/m0910.htm|title=PWR - литиевая угроза|date=23.10.2013|publisher=ATOMINFO.RU|accessdate=2013-12-29|archive-date=20 липня 2015|archive-url=https://web.archive.org/web/20150720163119/http://www.atominfo.ru/newsf/m0910.htm}}{{ref-ru}}</ref>.

=== [[Медицина]] ===
* Солі літію володіють [[Нормотиміки|нормотимічними]] та іншими лікувальними властивостями, тому [[препарати літію]] на їхній основі широко використовуються в терапії психічних розладів.

=== Різне ===
* Високогігроскопічні [[бромід літію|бромід]] LiBr і [[хлорид літію]] LiCl застосовують для осушення повітря та інших газів.
* [[Гідроксид літію]] LiOH, [[Пероксид літію|пероксид]] Li<sub>2</sub>O<sub>2</sub> і [[Супероксид літію|супероксид]] LiO<sub>2</sub> застосовуються для очищення повітря від [[вуглекислий газ|вуглекислого газу]]; при цьому останні дві сполуки реагують з виділенням кисню (наприклад, 4LiO<sub>2</sub> + 2CO<sub>2</sub> → 2Li<sub>2</sub>CO<sub>3</sub> + 3O<sub>2</sub>), завдяки чому вони використовуються в [[протигаз]]ах, у патронах для очищення повітря на [[підводний човен|підводних човнах]] і&nbsp;т.&nbsp;д. 
* Сполуки літію застосовуються в текстильній промисловості (вибілювання тканин), харчовій (консервація) і фармацевтичній промисловості (виготовлення [[косметика|косметики]]).
* Вельми перспективно використовувати літій як наповнювач поплавка [[батискаф]]ів&nbsp;— цей [[метал]] має [[густина|густину]], майже в два рази меншу, ніж [[вода]] (точніше,&nbsp;534 кг/м³), це означає, що один [[кубічний метр]] літію може утримувати на плаву майже на 170&nbsp;кг більше, ніж один кубічний метр [[бензин]]у. Однак літій&nbsp;— [[лужний метал]], що активно реагує з водою, тому слід забезпечити надійне розділення цих речовин, не допускаючи їх контакту<ref>{{книга |автор = М. Н. Диомидов, А. Н. Дмитриев |заголовок = Покорение глубин |місце = Ленинград |видавництво = Судостроение |рік = 1964 |сторінок = 379 |сторінки = 226-230 }}{{ref-ru}}</ref>.
* [[Імід літію]] потенційно може використовуватися в органічному синтезі, але практичного розповсюдження не отримав.

== Вартість ==
Станом на кінець 2007&nbsp;— початок 2008 року ціни на металевий літій (чистота 99&nbsp;%) становили [[Долар США|$]] 63–66 за 1&nbsp;кг.

== Біологічна роль ==
Літій постійно входить до складу живих [[організм]]ів, проте його біологічна роль з'ясована недостатньо. Встановлено, що у [[Рослини|рослин]] літій підвищує стійкість до [[Хвороба|хвороб]], підсилює фотохімічну активність [[хлоропласт]]ів в [[Листок|листках]] ([[томат]]и) і синтез [[нікотин]]у ([[Тютюн (рослина)|тютюн]]). Здатність концентрувати літій найсильніше виражена серед морських організмів у [[Червоні водорості|червоних]] і [[Бурі водорості|бурих водоростей]], а серед наземних рослин&nbsp;— у представників родини [[Жовтецеві|жовтецевих]] ([[рутвиця]], [[жовтець]]) і родини [[Пасльонові|пасльонових]] ([[дереза]]). Переважно в організмі знаходиться в [[Щитоподібна залоза|щитоподібній залозі]], [[Лімфатичний вузол|лімфовузлах]], [[серце|серці]], [[Печінка|печінці]], [[Легені|легенях]], [[кишечник]]у, [[плазма крові|плазмі крові]], [[наднирник]]ах. В організмі середньої людини (маса 70 кг) міститься близько 0,7&nbsp;мг літію. Токсична доза 90-200&nbsp;мг. Літій бере участь у важливих процесах:
* Бере участь у вуглеводному і жировому обмінах;
* Підтримує імунну систему;
* Попереджає виникнення алергії;
* Знижує нервову збудливість.
Виділяється літій переважно нирками.

== Запобіжні заходи ==
[[Файл:Hazard FF.svg|left|80px]]
Дрібні крихти металевого літію викликають хімічні [[опік]]и при потраплянні на вологу [[шкіра|шкіру]], слизові оболонки і в [[око|очі]]. Тому працювати з ним можна тільки в захисному одязі і окулярах. Спалахнувший літій засипають [[Хлорид натрію|NaCl]] або [[Сода|содою]]. Зберігають літій у герметично закритих жерстяних коробках під шаром пастоподібної маси з [[парафін]]у і мінеральної оливи або в тонкостінних алюмінієвих або мідних оболонках; допускається зберігання під шаром [[газолін]]у або петролейного ефіру. Відходи літію не можна викидати в сміття, для утилізації їх слід обробити [[Етанол|етиловим спиртом]]:
: <math>\mathrm{2C_2H_5OH + 2Li \ \xrightarrow \ \ 2C_2H_5OLi + H_2 \uparrow }</math>. Утворений [[етилат літію]] потім розкладають водою до спирту та гідроксиду літію LiOH.

== Див. також ==
{{Вікіпосилання|Вікісховище= Літій |Вікісловник= літій}}
* [[Ділітій]]
* {{c|Сполуки літію}}
* [[Літієві руди]]
* [[Літійорганічний реагент]]

== Примітки ==
{{Примітки|2}}

== Джерела ==

=== Література ===
* Глосарій термінів з хімії // Й.Опейда, О.Швайка. Ін-т фізико-органічної хімії та вуглехімії ім. Л.&nbsp;М.&nbsp;Литвиненка НАН України, Донецький національний університет&nbsp;— Донецьк: «Вебер», 2008.&nbsp;— 758 с. ISBN 978-966-335-206-0
* {{МГЕ|nocat=1}}
* {{из БСЭ|http://bse.sci-lib.com/article070769.html|Литий}}

=== Посилання ===
* [http://www.pharmencyclopedia.com.ua/article/2100/litij ЛІТІЙ] {{Webarchive|url=https://web.archive.org/web/20160407163518/http://www.pharmencyclopedia.com.ua/article/2100/litij |date=7 квітня 2016 }} //[[Фармацевтична енциклопедія]]
* [https://youtu.be/gmlYu36Z9jM Літій це нове золото]&nbsp;— відео [[Tokar.ua]]

{{Періодична система хімічних елементів}}

{{Бібліоінформація}}
[[Категорія:Відновники]]
[[Категорія:Рідкісні метали]]