Lithium (von’ngreeksch:lithos – Steen) is eencheemsch Element. Lithium is eens vun deAlkalimetallen, dat cheemsch Teken isLi. 1817 hett de swedsch ChemikerJohan August Arfwedson rutfunnen, dat dat Lithium gifft. Asbald datSuerstoff inne Nöög gifft, is dat bannig gau an't reagiern.
Dat Mineral Petalit, dat Lithium bargt, weer an’n End vun’t 18. Johrhunnert toeerst vun den brasilianschen WetenschopplerJosé Bonifácio de Andrada e Silva opdeckt. As Opdecker vun dat Element sülvst gellt aver de SweedJohan August Arfwedson, de 1817 faststellt harr, dat en fremd Element in de Mineralen Spodumen unLepidolit (LiAl(Si2O5)2) binnen seet, as he Mineralen ünnersoch, de he op de Insel Utö funnen harr. De düütsche ChemikerChristian Gottlob Gmelin hett 1818 rutfunnen, datLithiumsoltenen rote Flammenklöör veroorsaken deen. Man beid Wetenchopplers kunnen dat nich schapen, dat Element to isoleeren.
Dat hebbt to’n eersten mol de ChemikersWilliam Thomas Brande un SirHumphrey Davy mit en elektrolytisch Verfohren in’t lieke Johr schapt. 1855 hebbt Bunsen un Matiessen gröttere Mengden vun dat Element isoleert, aver de weertschopliche Produkschoon güng eerst 1923 los dör enElektrolys vun enSmölt ut Lithium- unKaliumchlorid.
Bi’nOorknall is nevenWaterstoff unHelium ok en düchtigen Hopen vun dat Lithiumisotop7Li tostannen kamen. Dorvun is man vundaag nich mehr veel na, wiel Lithium binnen deSteerns in de Reakschoon II vunProton-Proton-Keedfusioneert un dorbi opbruukt warrt. InBruun Dwargens, wat so en Oort Twüschenstoop twüschenPlaneten un Steerns dorstellt, sünd deTemperatur un deMasse aver nich hooch noog för de Fusionreakschoon, dorüm is dor noch dat Lithium binnen, wat bi’n Oorknall tüügt worrn is.
Ut lithiumhollig Soltlösen warrt dörVerdunsten vun dat Water un Togaav vunNatriumcarbonat (Soda)Lithiumcarbonat utfällt. Dorto warr de Soltlösen in de Luft so lang inengt, bit de Lithiumandeel 0,5% överstiggt. Dat sworlöslich Lithiumcarbonat warrt dennutfällt:
.
Buten deUSA weern 2006 21.100 t[1] Lithiummineralen afboot un vör allen as Lithiumcarbonat (Li2CO3) hannelt. Corvun fallt 8.000 t opBargwarken in Chile un üm de 4.000 t op Australien.
Üm metallsch Lithium to winnen, warrt dat Lithiumcarbonat toeerst mitSoltsüür ümsett. Dorbi entsteihtKohlenstoffdioxid, dat as Gas freesett warrt, un löstLithiumchlorid. Dat warrt denn in enVakuumverdamper inengt, bit dat Chlorid utkristalliseert:
De Redschoppen för de Lithiumchlorid-Winnen mööt dorbi ut speziellen Stahl oder utNickel wesen, wieldat de Soltlösen düchtig korrosiv is. Metallsch Lithium warrt dörSmöltflusselektrolys ut eneutektisch Mischen ut 52% Lithiumchlorid und 48%Kaliumchlorid wunnen, dat bi 352°C smölt:
betogswies:
.
Dat fletig Lithium sammelt sik an de Elektrolytbavenflach un kann denn teemlich licht ut de Elektrolyszell ruthollt warrn. Dat is ok mööglich, Lithium dörElektrolys vun Lithiumchlorid inPyridin to winnen. Disse Methood is sünners goot in’n Labor mit lütte Mengden to bruken.
Lithium is een sülverwitt, weekLichtmetall. Bi Ruumtemperatur is dat dat lichste vun all Elementen, de fast sünd. Blots fastenWaterstoff is bi -260°C noch nen beten lichter. Lithiumkristalliseert jüst so as de annernAlkalimetallen in en kuubsch-ruumzentreerten Kugelpacken un hett mang jem den höchstenSmöltpunkt unKaakpunkt un togliek ok de hööchstespezifisch Warmsfaten. In deSerie is Lithium ok dat hardste Element, kann aver liekers mit’n Mess sneden warrn, wiel deMohshard man blots 0,6 is. As tyypsch Metall, kann Lithium ok goot den Stroom un de Warms leiden.
Dat Lithiumion hett mit -520 kJ/mol de hööchste Hydratatschoonsenthalpie vun all Alkalimetallen. Dorüm warrt dat in Water kumpletthydratiseert un treckt de Watermolekülen düchtig an. Dat Ion billt twee Hydrathüllen, en innere mit veer Watermolekülen, de över de Suerstoffatomen bannig dull an dat Lithiumion bunnen sünd, un en butere Hüll, in de överWaterstoffbrüchen wietere Watermolekülen mit dat Li[H2O]4+-Ion verbunnen sünd. DeIonenradius warrt dordör bannig groot, grötter sogor as de vun de sworen AlkalimetallenRubidium unCäsium, de in Waterlösen en so stark bunnen Hydrathüll nich opwiesen doot.
AsGas kummt Lithiutm nich blots in enkelte Atomen vör, man ok molekular as Dilithium Li2. Dat eenbinnige Element kriggt dordör en vullstännig s-Orbital un dormit en energetsch günstigere Situatschoon. Dilithium hett en Binnenläng vun 267,3 pm un en Binnenenergie vun 101 kJ/mol. In Lithium-Gas liggt ungefäähr 1% (naMass) as Dilithium vör.
Lithium is bannig reaktiv un geiht geern Verbinnen in. Vun de Alkalimetallen is Lithium aver dat, wat an sworsten reageern deit. En Sünnerheit vun dat Lithium is aver de Reakschon mitStickstoff toLithiumnitrid, de al biRuumtemperatur stattfindt:
.
Dat warrt mööglich dör de hoogeLadendicht vun dat Li+-Ion un de dormit verbunnen hogeGidderenergie vun dat Lithiumnitrid. Lithium hett mit -3,04 V[2] dat sietsteNormalpotential un is dorüm dat uneddelste vun all Elementen. Natürlich reageert dat ok mitSuerstoff toLithiumoxid. Dat is de Grund dorför, dat Lithium inParaffinöl opbewahrt warn mutt, dormit dat nich to reageern anfangt.
De Ionendarien vun Li+- un Mg2+-Ionen sünd ruch weg lieke groot. Dorüm gifft dat en liek Verhollen bi de Verbinnen sun de beiden Elementen. Dit lieke Verhollen vun twee Elementen ut naverte Gruppen in dat Periodensystem warrt okSchraagbetoch in’t Periodensystem nöömt. Lithium billt t.B. anners as Natrium vele metallorgaansche Verbinnen asButyllithium oderMethyllithium. De lieke Betog besteiht ok twüschenBeryllium unAluminium oder twüschenBor unSilizium.
En groten Deel vun dat herstellte Lithiumcarbonat warrt nich wieter to dat Metall reduzeert, man direkt as Lithiumcarbonat wieterverwendt oder in annere Verbinnen ümsett. Aver ok as Metall warrt Lithium mitünner bruukt.
En Deel vun dat Metall, wat produzeert warrt, geiht in dat Winnen vun de Lithiumverbinnen, de nich direkt ut dat Carbonat wunnen warrn künnt. Dat sünd vör allenorgaansche Verbinnen asButyllithium, Lithium-Waterstoff-Verbinnen asLithiumhydrid (LiH) oderLithiumaluminiumhydrid un okLithiumamid.
Lithium warrt t.B. insett, ümStickstoff ut annere Gasen ruttokriegen, vun wegen dat dat Lithium in de Laag is, direkt mit den Stickstoff to reageeren.
Metallsch Lithium is en starkRedukschoonsmiddel, dat veele Stoffen reduzeern kann, wo annere Redukschoonsmiddel dat nich mehr künnt. Dorüm is en Anwennen in deMetallurgie, wo dat för Desoxidatschoon unEntkohlen oder to’n Rutnehmen vun Swevel insett warrt.
Lithium hett en düchtig sietNormalpotential un kann dorüm inBatterien asAnood verwendt warrn. Lithiumbatterien hebbt en düchtig hogeEnergiedicht un künnt sünners hoge Spannungen tügen. Disse Batterien sünd nich to verwesseln mitLithium-Ionen-Akkus, bi de Lithiumoxiden asLithiumcobaltoxid as Kathood unGraphit oder annere Lithiumionen inlagernde Vebrinnen as Anood schalt warrt.[3]
LIthium warrt mit eenige Metallenlegeert, üm jemehr Egenschopppen to verbetern. Dörför reckt normalerwies al en ganz lütt beten. Lithium as Bimischen verbetert bi veele Stoffen deHard,Togfastigkeit unElastizität. En Bispeel för Lithiumlegeeren is Bahnmetall, en Blielegeeren mit ungefähr 0,04% Lithium, de inIesenbahnen asLagermaterial verwendt warrt. Ok biMagnesium- unAluminiumlegeeren warrt de mechanischen Egenschoppen dör den Tosatz vun Lithium verbetert. Togliek sünd Lithiumlegeeren teemlich licht un warrt dorüm ok veel in deLuft- unRuumfohrttechnik bruukt, wiel dordör Gewicht inspaart warrn kann.
Lithium warrt geern in deAtomphysik verwendt, wiel Lihtium as eenzig Alkalimetall en stabilfermionischIsotop hett. Lituium egent sik dorüm to’n Utforschen vun Effekten in ultrakole fermionischeQuantengasen (kiek ok:BCS-Theorie). To lieken Tiet wiest dat Metall en düchtig wieteFeshbach-Resonanz op, de mööglich maken deit, deStreihläng twüschen de Atomen na Wunsch intostellen. Wegen de Breed vun de Resonanz mööt de Magnetfelder nich sünners nipp un nau hollen warrn.
In de westlichenMedizin is Lithium al1850 as Middel gegenGicht insett worrn, man da hett nich den Spood brocht, den man sik dorvun versproken harr. Dat sülve weer mit annere Ansätz vun Lithiumsolten in de Heelkunnen, t.B. as Middel gegenInfektschonen.1949 beschreev de australschePsychiaterJohn Cade en mööglich Anwennenrebeet för Lithiumsolten. De harr Meerswienken verschedene cheemsch Verbinnen sprütt, ünner annern ok Lithiumsolten. Disse hebbt dorophen weniger dull op Inwarken vun buten reageert, se weern rohiger, sünd aver nich slaap worrn.[4] Na enVersök an sik sülvst vun Cade is datLithiumcarbonat denn 1952-1954 in enDubbelblindstudie as Heelmiddel bi Patienten mitDepression,Schizophrenie unManie an dat psychatrisch Krankenhuus inRisskov (Däänmark) ünnersocht un test worrn.[5]
Dormit weer de Anfang maakt för de Lithiumtherapie. Dorbi warrt dat Metall as Solten gegenbipolaar Affektstören, Manie, Depression unBulten-Kopppien insett. Woans de Solten nipp un nau warken doot, dat is noch nich kloor. As möögliche Vörgäng warrt vundaag sünners de Influss op denInositol-Stoffwessel dör dat Hemmen vun de myo-Inositol-1-Phosphatase (Enzymklass 3.1.3.25)[6],[7] un dat Hemmen vun de Glykogensynthasekinase-3 (GSK-3) inNervenzellen diskuteert.[8]
De Wirken vu Lithium gegen Depression baseert wohrschienlich ok op de Verstarken vun de serotonergenen Neurotransmission, d. h. en högeret Utstötten vunSerotonin in deSynapsen. De Wirken gegen Manie warrt dorgegen mit dat Hemmen vun dedopaminergenRezepters verkloort.[9][10] En teemlich intressanten Effekt vun Lithiumsolten op den Minschen is dormit verbunnen Ännern vun dat Tietgeföhl („innere Klock“). Annere serotonerge Stoffen asLSD,Meskalin unPsilocybin wiest ok Inwarken op dat Tietgeföhl op.[11]
Lithiumverbinnen wiest en lüchtend rode Flammenklöör op. De tyypschenSpektrallienen leegt as Hööftlienen bi 670,776 un 670,791nm, en lüttere Lien is butendem bi 610,3nm to sehn.[12] Lithium kann bito ok mit Help vun deFlammenfotometrie nawiest warrn.
En quantitativ Nawies is mit nattcheemsch Methoden swor, wiel de mehrsten Lithiumsolten licht to lösen gaht. En Mööglichkeit is över datUtfällen vun dat sworlöslichLithiumphosphat. De Proov, de ünnersocht warn schall, warrt dorför t.B. mitNatronlauge alkalisch maakt un mit en betenDinatriumhydrogenphosphat Na2HPO4 versett. Bi’t Hittmaken fallt en witten Nedderslag ut, wenn Li+-Ionen vörhannen sünd:
Lithium tünnert al bi Normaltemperatur vun sülvst an de Luft in fletigen Tostand un ok as Metallstoff.[13] Bi högere Temperaturen af 190°C billt sik bi Kontakt mit de Luft glieks Lithiumoxid. In rein Suerstoff tünnert Lithium af ungefähr 100°C, in rein Stickstoff reageert dat Metall erst bi högere Temperaturen toLithiumnitrid.
Bi Kontakt mit Suerstoff- unhalogenhollig Stoffen kann Lithium explosionsortig reageeren.
Metallsch Lithium veroorsakt Schaden dör Verbrennen oder Alkali-Verätzen, wiel dat mit Water ünner starke Afgaav vun WarmsLithiumhydroxid billt. Dorför reckt al de Huutfuchtigkeit ut.
Lihtium reageert düchtig un billt mit de meistenNichmetallen cheemsch Verbinnen, wobi dat Lithium jümmer in deOxidatschoonsstoop +I vörliggt. De Verbinnen sünd tomeistionisch opboot, hebbt aver in’n Vergliek mit annere Alkalimetallen en hogenkovalenten Andeel. Dat wiest sik t.B. dorin, dat veele Lithiumsolten goot inEthanol oderAceton löst warrn künnt. Dat gifft ok en Reeg vun kovalente organsche Verbinnen mit Lithium. Veele Verbinnen sünd vunwegen de lieken Ionenradien in jemehr Egenschoppen un Verhollen liek de Magnesiumverbinnen (Schraagbetog in’t Periodensystem).
Waterstoff reageert mit Lithium toHydriden. De eenfachste Verbinnen vun disse Oort is datLithiumhydrid LiH, dat ut de Elementen bi 600-700°C tostannen kummt. De Stoff warrt asRaketendrievstoff verwennt oder för’t gaue Herstellen vun Waterstoff, as dat t.B. bi’t Opblasen vunReddenswesten bruukt warrt. Dorneven gifft dat noch annere högere Hydriden asLithiumaluminiumhydrid LiAlH4, wat in de organschen Chemie as selektiven Waterstoffspenner för de Reduktschoon vun ünner annernCarbonyl- unNitroverbinnen insett warrt.
För’t Utforschen vun deKarnfusion speelt Lithiumdeuterid (LiD) un Lithiumtritid (LiT) en bedüdend Rull. Rein Lithiumdeuterid sett de Energie vunWaterstoffbomben rünner, dorüm warrt dorför en Mischen ut LiD un LiT insett. Disse fasten Stoffen sünd lichter to bruken as datTritium, wat en groteEffusionssnelligkeit opwiest.
Mit Suerstoff kann Lithium toLithiumoxid LiO2 unLithiumperoxid Li2O2 reageern. Wenn Lithium mit Water reageert, billt sik dorbi Lithiumhydroxid, wat en starkeBase is. Ut Lithiumhydroxid warrt Lithiumfett maakt, wat to’n Smeren bi Autos verwennt warrt. Bito kann Lithiumhydroxid okKohlenstoffdioxid binnen un warrt dorüm inU-Booten insett to’n Regenereeren vun de Luft.
Lithium kann mit de Halogeniden Solten vun de Form LiX billn. Dat sünd in’n enkelten:Lithiumfluorid,Lithiumchlorid,Lithiumbromid unLithiumiodid. Lithiumchlorid is teemlich hygroskoopsch, tütt also Water an, un warrt dorüm nich blots to’n Herstellen vun annere Lithiumverbinnen bruukt, man ok as Dröögmiddel. Technisch sehn is dat sowrlöslichLithiumcarbonat de wichtigste Lithiumverbinnen. Dorut warrt de meisten anneren Verbinnen mit Lithium wunnen. Bito deent dat in deGlasindustrie un bi’t Herstellen vunEmail asFleetmiddel. Bi’t Herstellen vun Alumnium warrt Lithium to’n Verbetern vun deelektrisch Leddanlaag un deViskosität vun de Smölt tosett.
Lithiumnitrid, entsteiht bi de Reaktschoon vun Lithium mit Stickstoff,
Lithiumniobat, is in’n groten Bülgenlängrebeet transparent un warrt in deOptik un förLaser verwennt,
Lithiumamid, is en starke Base, de bi de Reakschoon vun Lithium mit fletigAmmoniak entsteiht.
Lithiumstearat, is en bedüdend Tosatz för Ölen, wenn de as Smeerfett insett warrn schüllt. De Fetten wiest denn en düchtig gode Temperaturbestännigkeit (>150°C) op un blievt bit -20°C smeerbor.[14]
In’n Gegendeel to de meisten annren Alkalimetallorganyalen hebbt Lithiumorganylen en beachtliche Rull in de orgaanschen Chemie. Sünners vun Bedüden sünd dorbin-Butyllithium,tert-Butyllithium,Methyllithium unPhenyllithium, de in Form vun jemehr Lösen inPentan,Hexan,Cyclohexan un mitünner inDimethylether ok kommerziell to kriegen sünd. Wunnen warrt se dör direkt Ümsetten vun dat metallsch Lithium mit Alkyl-/Arylhalegoniden:
Vunwegen de düüdlich kovalente Oort kann de Struktur vun Lithiumorganylen blots roor dör en eenfach Li-C-Binnen beschreven warrn. Tomeist gifft dat komplexe Strukturen, di ut dimere, tetramere oder hexamere Eenheiten tohopensett sünd. Lithiumorganylen sünd dull reageerende Verbinnen, de an de Luft to’n Deel vun sülvst tünnern doot. Mit Water reageert se tomeist explosionsortig. As Folg vun jemehr bannige Basizität reageert se ok mit eenige Löösmiddels, wat de Utwahl dorför düchtig ingrenzt. Reakschonen mit jem sünd blots in drögte Löösmiddels un ünnerSchuulgas mööglich. Üm dormit to hanteeren is grote Vörsicht un ok al teemlich Künnen vun’n Üngang in de Chemie nödig.
En wietere Grupp vun orgaansch Lithiumverbinnen sünd de Lithiumamiden vun’n Tyyp LiNR2. Dorvun findt sünnersLithiumdiisopropylamid (LDA) un Lithium-bis(trimethylsilyl)amid (LiHMDS, kiek ok:HMDS) as starke Basen ahn nukleophile Aktivität Verwennen.
Lithiumorganylen warrt an veele Steden bruukt, so tB. as Anstöter för anionschePolymerisatschoon vun Olefinen, as Metalliseer-,Deprotoneer- oder Alkyliseermiddel.
Vun Bedüden sünd butendem de so nöömtenGilman-Cupraten vun den Tyyp R2CuLi.
↑R. Williams, W. J. Ryves, E. C. Dalton, B. Eickholt, G. Shaltiel, G. Agam, A. J. Harwood:A molecular cell biology of lithium. In:Biochem. Soc. Trans. 32. S. 799–802 (2004)
