Litium onalkalimetalleihin kuuluva alkuaine. Muiden alkalimetallien tavoin litium kuuluujaksollisessa järjestelmässä ensimmäiseen pääryhmään. Litiuminkemiallinen merkki on Li,järjestysluku on 3 ja atomimassaIUPACin standardin mukaisesti [6,938; 6,997]amu[1]. AlkuaineenCAS-numero on 7439-93-2.[2] Litium on kevyin kaikista metalleista,[3] ja se jopa kelluuvedessä. Keveytensä vuoksi litiumia käytetään kovissa ja kevyissä metalliseoksissa, erityisestilentokoneissa. Kyseessä on elimistölle välttämätön alkuaine, joka on kuitenkin myrkyllinen liian suurina annoksina[4].
Litiumin tiheys on huoneenlämpötilassa pienin kaikista metallimaisistaalkuaineista, 0,534 g/cm3 eli noin puolet veden tiheydestä. Metalli on pehmeää ja sitä voidaan leikata veitsellä. Litiuminlämpökapasiteetti on kiinteistä alkuaineista korkein ja sen vuoksi litiumilla on käyttöälämmönsiirtimissä. Ongelmaksi muodostuu kuitenkin litiumin voimakas taipumus aiheuttaakorroosiota.[5][6][7]
Litiumilla on kaksi erikidemuotoa. Kuutiollinen litium on stabiili −180 °C:n lämpötilasta ainasulamispisteeseensä 180,5 °C saakka. Kuutiollinenalkeiskoppi muuntuu heksagonaaliseksi noin −190 °C:n lämpötilassa.[5]
Litiumilla on kaksi luonnossa esiintyvää pysyvääisotooppia[8], jotka ovat6Li, jonka osuus on 7,594 %, ja7Li, jonka osuus on 92,414 %. Näiden lisäksi on valmistetturadioaktiivisia isotooppeja, joidenmassaluvut ovat 3–5 ja 8–12.[9] Kaupallisen litiummetallin atomimassa vaihtelee välillä 6,94–6,99 u, koska erotusprosessit vaikuttavat isotooppikoostumukseen ja litium-6-isotooppia erotetaan usein litiummetallista ydinteknologian tarpeisiin.[8][10]
Litium hapettuu erittäin helposti, minkä vuoksi sitä säilytetään öljyssä
Litium on kemiallisesti erittäin reaktiivinenmetalli, eli se reagoi voimakkaasti muiden aineiden kanssa. Muihin raskaampiin alkalimetalleihin verrattuna se on kuitenkin vähemmän reaktiivinen. Litium reagoi herkästi jo alhaisessalämpötilassahapen kanssaoksidiksi ja muiksi happea sisältäviksi yhdisteiksi sekätypen kanssanitridiksi. Nitridin muodostuminen on poikkeuksellista, sillä vain harvat alkuaineet reagoivattyppimolekyylien kanssa ja alkalimetalleista ainoastaan litium muodostaa nitridin. Kuumennettaessa ilmassa noin 200 °C:ssa (itsesyttymislämpötila 179 °C) se syttyypalamaan. Kuumennettaessa litium reagoi myös voimakkaidenhapettimien,happojen sekähiilivetyjen,halogeenien,betonin,hiekan jaasbestin kanssa, mikä saattaa aiheuttaatulipalon tairäjähdyksen. Se reagoi voimakkaasti myös veden kanssa muodostaenlitiumhydroksidia javetyä. Toisin kuin muiden alkalimetallien ja veden välisessä reaktiossa, vapautuva vety ei yleensä syty palamaan. Kylmäammoniakki liuottaa litiumia ja litiumin ammoniakkiliuoksia voidaan käyttää orgaanisen kemian synteeseissä. Kuumennettaessa ammoniakin kanssa muodostuulitiumamidia.[2][5][6][7]
Muiden alkalimetallien tavoin litium esiintyy yhdisteissäänhapetusluvulla +I. Alkalimetalleja se muistuttaa muun muassa muodostamalla vahvasti emäksisenhydroksidin. Sillä on kuitenkin myös monia samankaltaisia ominaisuuksiamagnesiumin kanssa, mitä kutsutaan diagonaaliseksi sukulaisuudeksi. Tästä esimerkkinä ovat veteen niukkaliukoisetlitiumfosfaatti,litiumfluoridi jalitiumkarbonaatti, jotka ovat veteen niukkaliukoisia kuten myös magnesiumin vastaavat yhdisteet. Muiden alkalimetallien vastaavatsuolat liukenevat veteen hyvin.
Magnesiumin ja muiden maa-alkalimetallien kaltainen on myös reaktio hapen kanssa. Litium muodostaa hapen kanssa oksidin, kun natrium reagoi muodostaennatriumperoksidia jakalium ja raskaammat alkalimetallitsuperoksideita.[5][7] Litiumilla on alkalimetalleista korkeinvaraustiheys ja monilla sen yhdisteillä on ioniluonteen lisäksi myös melko vahva kovalenttinen luonne. Litiumatomi on muita alkalimetalleja pienikokoisempi. Tämän vuoksi sen varaustiheys on suurempi ja lähellä magnesiumin varaustiheyttä. Tämä selittää myös osaltaan samankaltaisuudet magnesiumin kanssa. Monet litiumsuoloista, esimerkiksilitiumkloridi, liukenevatpoolisten liuottimien, kuten veden, lisäksi myös poolittomiin orgaanisiin liuottimiin, muun muassaasetoniin.[7][10]
Ennen toista maailmansotaa litiumilla ja sen yhdisteillä oli vain vähäistä käyttöä erikoissovellutuksissa. Toisen maailmansodan jälkeen litiumia alettiin käyttää metalliseoksissaalumiinin ja magnesiumin kanssa sekävoiteluaineissalitiumstearaatin muodossa. Litiumin kysyntää on myös kasvattanutlitiumioniakkujen kehittäminen.[5][6][10]
Vuonna 2019Kiinan hallitus on väittänyt kehittäneensä uuden litiumin jalostusprosessin, joka pudottaa litiumtonnin hintaa merkittävästi.[11]
Litium on maailmankaikkeudessa melko harvinainen alkuaine. Se on vedyn jaheliumin lisäksi yksi kolmesta ensimmäisestäalkuräjähdyksen jälkeen muodostuneista alkuaineista, mistä litiumin osuus oli noin 10-10.[12] Vaikka litiumia syntyykin tähdissä se myös kuluu saman tien.[12]
Litiumia ei reaktiivisena alkuaineena löydy vapaana luonnossa, vaan se on aina yhdisteinä mineraaleissa, joita tunnetaan noin 150. Tärkeimmät sen mineraaleista ovatlepidoliitti K(Li, Al)3(Al, Si)4O10(F, OH)2,spodumeeni LiAlSi2O6,petaliitti LiAlSi4O10 jaamblygoniitti (Li, Na)Al(F, OH)PO4. Litiummineraalit ovat tyypillisiäsuola-aavikoille. Litiumia on myös melko runsaita määriä suolavesijärvissä, joita on muun muassaChilessä,Yhdysvalloissa jaArgentiinassa.[5][6][14]
Vuonna 2009 litiummineraaleja louhittiin yhdeksässä suurimmassa tuottajamaassa yhteensä noin 18 000 tonnia ja suurin malmintuottaja oli Chile, jonka osuus tästä oli noin 10 600 tonnia. Muita suuria litiummalmeja tuottavia maita ovat Yhdysvallat,Australia,Kiina ja Argentiina. Maailman jäljellä olevaksi litiumvarannon suuruudeksi on arvioitu noin 23 miljoonaa tonnia, josta Chilen osuus on noin 7,7 miljoonaa tonnia. MyösBoliviassa on suuret litiumvarannot, joiden arvioidaan olevan jopa puolet koko maailman varannoista, mutta ne ovat sopivan infrastruktuurin puutteen vuoksi suurelta osin hyödyntämättä. Suuria määriä litiummineraaleja, pääasiassa spodumeenia, on myös muun muassaKongon demokraattisessa tasavallassa. Pienempiä määriä litiummineraaleja on myös Euroopassa, muun muassaPortugalissa. Suomessa spodumeenia on löydettyTammelasta ja lepidoliittia maan keskiosista. Suomessa litiumkaivospiirejä onKokkolanUllavassa jaKaustisellaKeliber-hankkeeseen liittyen. Tavoitteena on nousta Euroopan suurimmaksi litiumin tuottajaksi. Keliber-hankkeen suurin omistaja on norjalainen kaivosyhtiöNordic Mining.[5][14][15][16]
Litiummineraalit sisältävät tyypillisesti noin 1–3 painoprosenttia litiumia ja erityisesti spodumeenimalmi rikastetaanvaahdottamalla[10]. Tämän jälkeen mineraali liuotetaanrikkihappoon tai kuumennetaankalsiumkarbonaatin kanssa ja muodostuva litiumsuola uutetaan vedellä tai käytetäänioninvaihtoprosessia. Ioninvaihtoprosessissamalmia kuumennetaan natrium- tai kaliumyhdisteen kanssa, jolloin muodostuu veteen liukenevia litiumyhdisteitä. Esimerkiksikaliumsulfaattia käytettäessä muodostuulitiumsulfaattia. Ennen näitä prosesseja α-spodumeeni ja α-lepidoliitti muunnetaan kuumentamalla 1 100 °C:n lämpötilassa hauraammiksi β-muodoikseen.[5][10]
Veteen liukeneva litium käsitellään natriumkarbonaatilla, jolloin saadaan niukkaliukoistalitiumkarbonaattia, joka reagoisuolahapon kanssa muodostaenlitiumkloridia. Litiumkloridi sulatetaan ja sen joukkoon on lisättykaliumkloridia sulamispisteen alentamiseksi. Tyypillisesti litiumkloridia on 45–55 painoprosenttia, jolloin seoksen sulamispiste on 400–460 °C. Sulaa metallikloridiseosta elektrolysoidaan sähkövirralla, jolloin litium pelkistyy metalliksi.[5][10]
Metallista litiumia käytetään lähinnä metalliseoksissa ja ensimmäisiä kaupallisesti merkittäviä käyttökohteita olilyijyseostenkovuuden lisääminen litiumia käyttämällä[10]. Ensimmäinen tällainen metalli oli Saksassa 1920-luvulla kehitettyBahnmetall, joka sisälsi lyijyn lisäksi pieniä määriä litiumia, kalsiumia janatriumia.[8] Litiumin ja alumiinin seokset ovat hyvin kevyitä ja kovia ja niitä käytetään erityisesti lentokoneiden valmistuksessa.[3][17] Litium lisää sekä alumiinin kovuutta että senkimmomoduulia. Nämä seokset sisältävät tyypillisesti noin 2,5 % litiumia ja 95,3 % alumiinia ja näiden lisäksi myöskuparia,magnesiumia jazirkoniumia.[5]
Litiumin yhdisteet antavat liekille karmiininpunaisen värin. Tätä hyödynnetään esimerkiksi ilotulitteissa[18].
Yksi tärkeimmistä litiumin yhdisteistä onlitiumkarbonaatti, jota käytetään muun muassaemalien valmistuksessa, metallurgiassa fluksina eli esimerkiksi alentamaan alumiinin sulamispistettä ja muiden litiumyhdisteiden valmistuksessa.[5][10][17]Litiumoksidia hyödynnetäänlasikeramiikassa.[3] Teollisuudessa käytetään paljonlitiumstearaattipohjaisia voiteluaineita, jotka kestävät korkeitakin lämpötiloja eivätkä kovetu kylmissä lämpötiloissa.[5][7][10]
Litiumia käyttävälitiumioniakku on hyvin yleinenakkutekniikka. Siinä katodina on esimerkiksilitiumkobolttioksidi.[7] Litiumioniakkuja käytetään muiden muassa kannettavissa laitteissa kuten tietokoneissa, matkapuhelimissa ja käsityökaluissa sekä autoissa ja varavoimanana sähköverkoissa.[3]Litiumkloridi on yksihygroskooppisimmista yhdisteistä, minkä vuoksi sitä voidaan käyttää kuivausaineena erityisesti kaasujen kuivaukseen.[5][8]litiumhydroksidia käytetäänlitiumvoiteluaineiden valmistuksessa[10] sekä absorboimaan hiilidioksidia[17] muun muassa avaruusaluksissa ja sukellusveneissä[10].Litiumhydridiä käytetään vedyn varastoimiseen. Vety vapautuu, kun litiumhydridi reagoi veden kanssa.[3][10]
Litiumin vaikutuksen eläinten käyttäytymiseen huomasi australialainen psykiatri John Cade vuonna 1938. Hän tutki orgaanisten anioneiden vaikutusta eläimiin ja tarvitsi hyvin vesiliukoisen yhdisteen, minkä vuoksi hän käytti litiumsuoloja. Litiumyhdiste aiheutti käyttäytymismuutoksia ja Cade arveli litiumin vaikuttavan jollain tavoinaivoihin. Vuonna 1949 hän kokeili litiumkarbonaattihoitoa vaikeastakaksisuuntaisesta mielialahäiriöstä kärsivään potilaaseen. Potilas sai apua litiumlääkityksestä sairauteensa. Litiumin vaikutus sairauden hoidossa ei ole täysin tiedossa. Yhdeksi taudin syyksi on esitetty liian aktiivisesti toimivaainositolimonofosfataasientsyymiä, mikä johtaa aivojen välittäjäaineiden epätasapainoon. Litium korvaaentsyymin rakenteessa magnesiumionit ja siten inhiboi sen toimintaa. Litiumkarbonaattihoidon huonona puolena ovat sen haittavaikutukset: muistiongelmat, käsien vapina ja voimakas janon tunne. Kaksisuuntaisen mielialahäiriön hoidossa käytettävä terapeuttinen annos on melko lähellä myrkyllistä annosta.[3][7] Suomessa on lääkekäytössä lääketehdasOrioninlitiumkarbonaattivalmisteLito.[19]
↑Michael T. Wieser & Tyler B. Coplen: Atomic Weights of the Elements 2009 (IUPAC technical report). Pure and Applied Chemistry, 2011, 83. vsk, nro 2. IUPAC.Artikkelin verkkoversio. Viitattu 15.6.2011. (englanniksi)
↑abcdefghijklmnopqUlrich Wietelmann, Richard J. Bauer:,Lithium and Lithium Compounds Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, John Wiley & Sons, New York, 2002Teoksen verkkoversio[vanhentunut linkki] Viitattu 08.10.2011
↑abcdefghGeoff Rayner-Canham & Tina Overton: Descriptive Inorganic Chemistry, s. 210, 252–255. (5th Edition) W. H. Freeman and Company, 2006. ISBN 978-1-4292-2434-5(englanniksi)
↑abcG. Audi, O. Bersillon, J. Blachot & A.H. Wapstra: The NUBASE evaluation of nuclear and decay properties. Nuclear Physics A, 2003, 729. vsk, s. 27–28. Artikkelin verkkoversio. Viitattu 11.12.2011.Arkistoitu 24.7.2013. (englanniksi)
↑abcdefghijklN.N. Greenwood & A. Earnshaw: Chemistry of the Elements, s. 71–72. (2nd Edition) Butterworth Heinemann, 1992. ISBN 0-7506-3365-4(englanniksi)
