Литий

(Li, ат. вес 7) — был открыт Арфведсоном в 1817 г. при анализе минерала петалита, затем он был найден им в лепидолите и во многих других минералах. Арфведсон указал на сходство Л. со щелочными металлами и назвал его Л. (от λύθος — камень) в знак того, что этот элемент он встретил впервые в минеральном царстве. Подобно калию и натрию, Li имеет обширное распространение в природе, но встречается в небольших количествах. Наиболее богатые минералы содержат не более 9-10% окиси Л. Li₂O; напр., в монтебразите (фосфорнокислая соль Л. и алюминия) ее находится до 9,8%, в трифилине (фосфорнокислая соль железа, марганца и Л.) от 3,4% до 7,7%, в силикатах: криофиллите до 4,1%, в лепидолите от 1,3% до 5,7% и пр. Л. найден в некоторых метеоритах, в морской воде, во многих реках и минеральных источниках, напр. в Карлсбаде, Мариенбаде, Баден-Бадене и пр., в некоторых растениях, напр. в табаке и пр. Металлический и в свободном состоянии в природе не встречается, подобно калию и натрию. Несмотря на все попытки, Арфведсону не удалось его выделить. В первый раз он был получен Брандесом при действии гальванического тока на окись, но Л. получилось так мало, что нельзя было изучить его свойств; только в 1855 г. Бунзену и Матиссену удалось получить его в достаточном количестве при электролизе хлористого Л., LiCl. Эта соль плавилась в фарфоровом тигле на горелке, и через нее пропускался ток от 5-6 элементов Бунзена. Положительным электродом служила палочка кокса, а отрицательным — тонкая железная проволока. На ней выделялся Li в виде небольших шариков. Так как при этом теряется много хлористого Л., который разбрызгивается во все стороны, то Трост предложил следующий простой способ. Берут высокий чугунный тигель с крышкой, хорошо пригнанной. В ней два отверстия. В одно проходит отрицательный электрод, а в другое металлическая трубка, доходящая до половины тигля; сюда вставляют фарфоровую трубочку, через которую уже и пропускают положительный электрод. При получении Li температура не должна быть высока, так как, по Гюнцу, образовавшийся Li может действовать на LiCl, давая Li₂Cl. Чтоб понизить температуру плавления LiCl, Гюнц смешивает его с KCl в эквивалентном количестве. Но тогда получается Li с содержанием калия. Что касается получения Li химическим путем, подобно, напр., калию или натрию, то результаты получаются неудовлетворительные. Ни углекислая соль Л., ни водная окись не восстановляются до металла, напр. с углем или железом; углелитиевая соль с магнием дает Li, но реакция идет очень бурно, и Li получается с магнием. Li — металл серебристого цвета, более твердый, чем калий и натрий, но мягче свинца, тянется в проволоку менее прочную, чем свинцовая. Уд. вес около 0,59, так что он легче всех известных твердых тел. Л. плавится около 180°; не летит при красном калении. Теплоемкость по Реньо 0,908 (от 27° до 100˚); электропроводность 19 при 20 (для Ag = 100). Спектр Li характеризуется ярко-красной линией Liα. По Бунзену — достаточно 0,000009 мгр. хлористого Л., чтобы эта линия выступила с ясностью. В сухом воздухе или кислороде при обыкновенной температуре или при нагревании до 180° он не изменяется; при 200° же воспламеняется и горит ослепительно ярким светом. Л. разлагает воду при обыкновенной температуре, но при этом он не воспламеняется подобно, напр., натрию. Во влажном воздухе цвет его темнеет. Брошенный в азотную кислоту, он воспламеняется. При нагревании он горит в углекислоте, восстановляет кремнезем и пр. Л. прямо соединяется с хлором, бромом, иодом, с серой, фосфором, азотом. Из кислот соляной, слабой серной выделяет водород; крепкая HJO₄на него мало действует; с металлами он образует многочисленные сплавы. Соединения Л. Li принадлежит к одноатомным элэментам и дает соединения вида LiX (где Х — одноатомный элемент или группа). По характеру своих соединений Li занимает среднее место между типичными щелочными металлами и щелочноземными; из последних в особенности он схож с магнием. Так, напр., водная окись Л. LiHO, подобно едкому натру или кали, хорошо растворима в воде, углекислая же соль Li₂CO₃, как и для кальция, стронция, бария или магния, малорастворима; сернокислая соль Li₂SO₄хорошо растворима, а фосфорнокислая Li₃PO₄плохо и пр. LiHO при накаливании не дает окиси Li₂O, как NaHO или КНО, но LiNO₃, подобно азотнокислым солям магния, кальция и пр., дает Li₂O, а не LiNO₂и пр. С кислородом Л. дает два соединения: окись Li₂O и перекись. Окись Li₂O получается при горении Л. в кислороде, при прокаливании азотнокислого Л. LiNO₃или при накаливании смеси углекислого Л. Li₂CO₃с углем. Li₂O — вещество белого цвета, чрезвычайно прочное: при накаливании с углем, железом, калием оно не разлагается; водород не восстановляет его. Li₂O при накаливании не действует на платину, в противоположность щелочам. В воде она медленно растворяется с выделением небольшого количества тепла и дает резко щелочной раствор; при этом образуется водная окись LiHO. При выпаривании раствора окиси Л. в пустоте образуется кристаллический гидрат LiHO+H₂O. На воздухе LiHO притягивает воду; в горячей воде она так же растворима, как и в холодной, не растворяется в смеси спирта с эфиром. Плавится ниже красного каления, и прокаливанием нельзя получить из нее безводную окись Li₂O. Перекись Л. образуется в некотором количестве при горении Л. в кислороде, при прокаливании Li₂KO или LiO₃на воздухе. Она появляется здесь в виде желтого налета. Ей приписывается отчасти разъедание платины при накаливании Li₂O. Хлористый Л. LiCl получается при действии хлора на Li, соляной кислоты на LiHO или LiCO₃и пр. LiCl очень гигроскопичен; на воздухе он расплывается, в воде хорошо растворяется; 100 ч. воды, напр., при 0° растворяют 63,7 ч. его, при 80° — 115 ч. и пр. При выпаривании (при нагревании) растворов его происходит отчасти разложение с выделением LiHO и HCl, как для MgCl₂. При выпаривании над серной кислотой получается гидрат LiCl+2H₂O; известна и LiCl+H₂O. LiCl растворим также в спирту. При красном калении LiCl плавится, при этом кислород воздуха частью разлагает его с выделением хлора и образованием окиси Л., или хлорокиси. Летучесть LiCl при накаливании больше NaCl и меньше KCl. Подобно другим хлористым соединениям щелочных металлов, LiCl дает двойное соединение с хлорной платиной Li₂PtCl₆+2Н₂O. Оно растворимо в воде, в спирте и в смеси спирта с эфиром. Гюнц указывает на существование Li₂Cl. Бромистый и иодистый Л. LiBr, LiJ получаются при разложении углекислого Л. Li₂CO₃бромистоводородной и иодистоводородной кислотами. Эти соли также очень гигроскопичны и также отчасти разлагаются водой и кислородом, как и LiCl. Из них LiJ наиболее растворим, за ним идет LiBr и LiCl. Напр., 100 ч. воды растворяют при 0° LiJ — 151 ч., а LiBr — 143 ч. Фтористый Л. приготовляется тоже из LiCO₂, в воде он мало растворим, с HF дает соединение LiFHF. Известны соли Л., отвечающие хлорноватой, бромноватой, иодноватой кислотам. Они очень гигроскопичны.

Углекислый Л. Li₂CO₃получается при насыщении раствора LiHO углекислотой, при действии на растворимые соли Л. углекислых щелочей и пр. В последнем случае лучше брать углеаммиачную соль, так как Li₂CO₃очень упорно удерживает следы щелочей. Li₂CO₃плавится при красном калении, частью разлагаясь (по Тросту, до 83%). В воде он мало растворяется (при обыкновенной темпер. 1 литр растворяет около 12-15 грм. соли); при нагревании растворимость уменьшается. В присутствии СО₂растворимость значительно возрастает; напр., в 1 лит. его тогда растворяется 52,5 гр. Здесь выступает сходство с углекислыми солями щелочноземельных металлов. При кипячении Li₂CO₃разлагает аммиачные соли, подобно магнию; он растворяет мочевую кислоту и применяется в медицине. Двууглекислой соли для Li не известно с точностью, хотя, вероятно, образованием ее и обусловливается большая растворимость Li₂CO₃в воде с СО₂.

Азотнокислый Л. LiNO₃получается растворением Li₂CO₃в азотной кислоте. Он очень гигроскопичен, легко дает пересыщенные растворы. При испарении растворов LiNO₃при 15° получаются кристаллы, изоморфные с натровой селитрой. LiNO₃растворяется в спирту; при накаливании он разлагается до Li₂O.

Сернокислый Л., LiSO₄, получается растворением Li₂CO₃в H₂SO₄. В воде он хорошо растворяется, но с повышением темпер. растворимость падает; напр., 100 ч. воды при 0˚ раствор. 35,34 ч., при 20° — 34,36, при 100° — 29,24. При медленном испарении растворов сернокислого Л. получаются кристаллы состава LiOH. Сернокислый Л. дает двойные соли с сернокислым калием, аммонием, но не дает соединений, отвечающих квасцам. Кислая сернокислая соль Л. получается при растворении LiSO₄в крепкой серной кислоте.

Фосфорнокислый Л., Li₃PO₄, получается при осаждении LiSO₄фосфорнонатриевой солью в присутствии некоторого количества NaHO и NH₃при нагревании. Он получается в виде кристаллов состава 2Li₃PO₄+H₂O. 1 ч. безводной соли требует для растворения 2539 ч. воды или 3920 ч. аммиачной воды. В слабой соляной и азотной кисл. соль растворяется; растворимость ее в воде увеличивается в присутствии аммиачных солей, с которыми она дает двойные соединения, и в присутствии СО₂. Другие соли фосфорной кислоты не представляют особого интереса. То же можно сказать про соли борной и хромовой кисл., которые вообще растворимы в воде.

Сернистый Л. Li₂S получается при восстановлении углем сернолитиевой соли. Li₂S растворяется в воде, дает кислую соль LiHS, известны также многосернистые соединения Л. С азотом Li соединяется даже при обыкновенной температуре. Гюнц предложил применять Li для получения аргона из воздуха. Что касается отделения и количественного определения Л., то можно сказать следующее. От тяжелых металлов Li отделяется осаждением последних сероводородом или сернистым аммонием; от кальция, стронция и бария - пользуясь растворимостью сернокислого и щавелевокислого Л., от магния — пользуясь растворимостью водной окиси Л. Калий отделяется от него благодаря нерастворимости хлороплатинита калия; что же касается отделения натрия, то пользуются растворимостью в смеси спирта и эфира LiCl или LiNO₃. Для количественного определения применяется сернокислая и фосфорнокислая соль Л. Для полноты остается сказать несколько слов о способах получения на практике соединений Л. из природных материалов. Для этой цели служит главным образом лепидолит. Способов для извлечения оттуда Л. предложено много. Когда дело идет о приготовлении его в большом количестве, очень удобен способ Троста. 10 ч. измельченного лепидолита смешивают с 10 ч. углекислого бария, 5 ч. сернокислого бария и 3 ч. сернокислого калия. Массу сплавляют в тигле; при охлаждении она представляет два слоя: верхний образован сернокислыми солями лития, калия и бария, а нижний состоит из стекла. Так как это стекло очень трудно плавится, можно дать массе только несколько охладиться и слить верхний слой. Обработав массу водой, получают сернокислый Л. в смеси с сернокислыми щелочами; их переводят в углекислые соли (осаждая уксуснокислым барием и прокаливая полученные уксуснокислые соли) и разделяют, пользуясь полной растворимостью Li₂CO₃. В этом способе BaSO₄может быть заменен сернокислым кальцием.

С. Вуколов. Δ.

Во врачебной практике применяется исключительно углекислый и бензойнокислый Л. — белый порошок, который плавится при нагревании, а при охлаждении застывает в кристаллическую массу. Растворяется в 150 ч. горячей или холодной воды. Терапевтическое значение Л. зиждется на его свойстве давать растворимую соль с мочевою кислотою. По способности растворять мочекислые соли Л. превосходит калий и натрий. Указанными свойствами определяется терапевтическое значение этого средства. Употребление Л. приносит пользу при мочекислом диатезе, при подагре, при мочевом песке, при желчной колике и при катаральных состояниях слизистых оболочек. Некоторые врачи предпочитают назначать минеральные воды, богатые содержанием Л. (Bonifaciusquelle в Зальцшлирфе, Königsquelle в Эльстере), так как в таком виде препарат лучше переносится желудком. Углекислый Л. следует прописывать в малых дозах (0,05-0,25 гр.) в большом количестве воды, еще лучше с зельтерскою или содовою водою. Необходимо иметь в виду, что соли Л. оказывают не менее ядовитое действие на сердце, чем соли калия.

Д. К.

(лат. Lithium)

Li, химический элемент 1 группы периодической системы Менделеева, атомный номер 3, атомная масса 6,941, относится к щелочным металлам (См. Щелочные металлы). Природный Л. состоит из двух стабильных изотопов — ⁶Li (7,42%) и ⁷Li (92,58%).

Л. был открыт в 1817 шведским химиком А. Арфведсоном в минерале петалите; название от греч. líthos — камень. Металлический Л. впервые получен в 1818 английским химиком Г. Дэви.

Распространение в природе. Л. — типичный элемент земной коры (содержание 3,2․10^-3% по массе), он накапливается в наиболее поздних продуктах дифференциации магмы — пегматитах. В мантии мало Л. — в ультраосновных породах всего 5․10^-3% (в основных 1,5․10^-3%, средних — 2․10^-3%, кислых 4․10^-3%). Близость ионных радиусов Li⁺, Fe²⁺ и Mg²⁺ позволяет Л. входить в решётки магнезиально-железистых силикатов — пироксенов и амфиболов. В гранитоидах он содержится в виде изоморфной примеси в слюдах. Только в пегматитах и в биосфере известно 28 самостоятельных минералов Л. (силикаты, фосфаты и др.). Все они редкие (см. Литиевые руды). В биосфере Л. мигрирует сравнительно слабо, роль его в живом веществе меньше, чем остальных щелочных металлов. Из вод он легко извлекается глинами, его относительно мало в Мировом океане (1,5․10^-5%). Промышленные месторождения Л. связаны как с магматическими породами (пегматиты, пневматолиты), так и с биосферой (солёные озёра).

Физические и химические свойства. Компактный Л. — серебристо-белый металл, быстро покрывающийся тёмно-серым налётом, состоящим из нитрида Li₃N и окиси Li₂O. При обычной температуре Л. кристаллизуется в кубической объёмноцентрированной решётке, а = 3,5098Å . Атомный радиус 1,57 Å, ионный радиус Li+ 0,68 Å. Ниже -195°С решётка Л. гексагональная плотноупакованная. Л. — самый лёгкий металл; плотность 0,534 г/см³ (20°С); t_пл. 180,5°С, t_kип. 1317°С. Удельная теплоёмкость (при 0—100°С) 3,31(103 дж/(кг․К), т. е. 0,790 кал/(г·град); термический коэффициент линейного расширения 5,6․10^-5. Удельное электрическое сопротивление (20°С) 9,29․10^-8 ом·м (9,29 мком·см); температурный коэффициент электрического сопротивления (0—100°С) 4,50․10^-3. Л. парамагнитен. Металл весьма пластичен и вязок, хорошо обрабатывается прессованием и прокаткой, легко протягивается в проволоку. Твёрдость по Моосу 0,6 (твёрже, чем Na и К), легко режется ножом. Давление истечения (15—20°С) 17 Мн/м² (1,7 кгс/мм²). Модуль упругости 5 Гн/м² (500 кгс/мм²), предел прочности при растяжении 116 Мн/м² (11,8 кгс/мм²), относительное удлинение 50—70%. Пары Л. окрашивают пламя в карминово-красный цвет.

Конфигурация внешней электронной оболочки атома Л. 2s¹; во всех известных соединениях он одновалентен. При взаимодействии с кислородом или при нагревании на воздухе (горит голубым пламенем) Л. образует окись Li₂O (перекись Li₂O₂ получается только косвенным путём). С водой реагирует менее энергично, чем др. щелочные металлы, при этом образуются гидроокись LiOH и водород. Минеральные кислоты энергично растворяют Li (стоит первым в ряду напряжений, его нормальный электродный потенциал — 3,02 в).

Л. соединяется с галогенами (с йодом при нагревании), образуя галогениды (важнейший — Лития хлорид). При нагревании с серой Л. даёт сульфид Li₂S, а с водородом — Лития гидрид. С азотом Л. медленно реагирует уже при комнатной температуре, энергично — при 250°С с образованием нитрида Li₃N. С фосфором Л. непосредственно не взаимодействует, но в специальных условиях могут быть получены фосфиды Li₃P, LiP, Li₂P₂. Нагревание Л. с углеродом приводит к получению карбида Li₂C₂, с кремнием — силицида Л. Бинарные соединения Л. — Li₂O, LiH, Li₃N, Li₂C₂, LiCI и др., a также LiOH весьма реакционноспособны; при нагревании или плавлении они разрушают многие металлы, фарфор, кварц и др. материалы. Карбонат (см. Лития карбонат), фторид LiF, фосфат Li₃PO₄ и др. соединения Л. по условиям образования и свойствам близки к соответствующим производным магния и кальция.

Л. образует многочисленные Литийорганические соединения, что определяет его большую роль в органическом синтезе.

Л. — компонент многих сплавов. С некоторыми металлами (Mg, Zn, Al) он образует твёрдые растворы значительной концентрации, со многими — интерметаллиды (LiAg, LiHg, LiMg₂, LiAl и мн. др.). Последние часто весьма тверды и тугоплавки, незначительно изменяются на воздухе; некоторые из них — полупроводники. Изучено более 30 бинарных и ряд тройных систем с участием Л.; соответствующие им сплавы уже нашли применение в технике.

Получение и применение. Соединения Л. получаются в результате гидрометаллургической переработки концентратов — продуктов обогащения литиевых руд. Основной силикатный минерал — сподумен перерабатывают по известковому, сульфатному и сернокислотному методам. В основе первого — разложение сподумена известняком при 1150—1200°С:

Li₂O․Al₂O₃․4SiO₂ + 8CaCO₃ = Li₂OAl₂O₃ + 4(2CaO․SiO₂) + 8CO₂.

При выщелачивании спека водой в присутствии избытка извести алюминат Л. разлагается с образованием гидроокиси Л.:

Li₂O․Al₂O₃ + Ca(OH)₂ = 2LiOH + CaO․Al₂O₃.

По сульфатному методу сподумен (и др. алюмосиликаты) спекают с сульфатом калия:

Li₂O․Al₂O₃․4SiO₂ + K₂SO₄ = Li₂SO₄ + K₂O․Al₂O₃․4SiO₂.

Сульфат Л. растворяют в воде и из его раствора содой осаждают карбонат Л.:

Li₂SO₄ + Na₂CO₃ = Li₂CO₃₂SO₄.

По сернокислотному методу также получают сначала раствор сульфата Л., а затем карбонат Л.; сподумен разлагают серной кислотой при 250—300°С (реакция применима только для β-модификации сподумена):

β-Li₂O․Al₂O₃․4SiO₂ + H₂SO₄ = Li₂SO₄ + H₂O․Al₂O₃․4SiO₂.

Метод используется для переработки руд, необогащённых сподуменом, если содержание в них Li₂O не менее 1%. Фосфатные минералы Л. легко разлагаются кислотами, однако по более новым методам их разлагают смесью гипса и извести при 950—1050°С с последующей водной обработкой спеков и осаждением из растворов карбоната Л.

Металлический Л. получают электролизом расплавленной смеси хлоридов Л. и калия при 400—460°С (весовое соотношение компонентов 1:1). Электролизные ванны футеруются магнезитом, алундом, муллитом, тальком, графитом и др. материалами, устойчивыми к расплавленному электролиту; анодом служат графитовые, а катодом — железные стержни. Черновой металлический Л. содержит механические включения и примеси (К, Mg, Ca, Al, Si, Fe, но главным образом Na). Включения удаляются переплавкой, примеси — рафинированием при пониженном давлении. В настоящее время большое внимание уделяется металлотермическим методам получения Л.

Важнейшая область применения Л. — Ядерная энергетика. Изотоп ⁶Li — единственный промышленный источник для производства трития (См. Тритий) (см. Водород) по реакции:

.

Сечения захвата тепловых нейтронов (σ) изотопами Л. резко различаются: ⁶Li 945, ⁷Li 0,033; для естественной смеси 67 (в Барнах); это важно в связи с техническим применением Л. — при изготовлении регулирующих стержней в системе защиты реакторов. Жидкий Л. (в виде изотопа ⁷Li) используется в качестве теплоносителя в урановых реакторах. Расплавленный ⁷LiF применяется как растворитель соединений U и Th в гомогенных реакторах. Крупнейшим потребителем соединений Л. является силикатная промышленность, в которой используют минералы Л., LiF, Li₂CO₃ и многие специально получаемые соединения. В чёрной металлургии Л., его соединения и сплавы широко применяют для раскисления, легирования и модифицирования многих марок сплавов. В цветной металлургии литием обрабатывают сплавы для получения хорошей структуры, пластичности и высокого предела прочности. Хорошо известны алюминиевые сплавы, содержащие всего 0,1% Л., — аэрон и склерон; помимо лёгкости, они обладают высокой прочностью, пластичностью, стойкостью против коррозии и очень перспективны для авиастроения. Добавка 0,04% Л. к свинцово-кальциевым подшипниковым сплавам повышает их твёрдость и понижает трение. Соединения Л. используются для получения пластичных смазок (См. Пластичные смазки). По значимости в современной технике Л. — один из важнейших редких элементов.

В. Е. Плющев.

Литий в организме. Л. постоянно входит в состав живых организмов, однако его биологическая роль выяснена недостаточно. Установлено, что у растений Л. повышает устойчивость к болезням, усиливает фотохимическую активность хлоропластов в листьях (томаты) и синтез никотина (табак). Способность концентрировать Л. сильнее всего выражена среди морских организмов у красных и бурых водорослей, а среди наземных растений — у представителей семейства Ranunculaceae (василистник, лютик) и семейства Solanaceae (дереза). У животных Л. концентрируется главным образом в печени и лёгких.

Лит.: Плющев В. Е., Степин Б. Д., Химия и технология соединений лития, рубидия и цезия, М., 1970; Ландольт П., Ситтиг М., Литий, в кн.: Справочник по редким металлам, пер. с англ., М., 1965.

1. ли́тий;
2. ли́тии;
3. ли́тия;
4. ли́тиев;
5. ли́тию;
6. ли́тиям;
7. ли́тий;
8. ли́тии;
9. ли́тием;
10. ли́тиями;
11. ли́тии;
12. ли́тиях.

-я, м.

Химический элемент, мягкий, очень легкий щелочной металл серебристо-белого цвета, не встречающийся в природе в чистом виде.

[От греч. λίθος — камень, минерал]

ЛИ́ТИЙ, лития, мн. нет, муж. (от греч. lithios - каменный) (минер., хим.). Химический элемент - серебристобелый, мягкий, очень легкий щелочный металл, не встречающийся в природе в чистом виде, а только в виде солей.

м.

Химический элемент, серебристо-белый, мягкий, очень лёгкий щелочной металл.

ЛИТИЙ (лат. Lithium) - Li, химический элемент I группы периодической системы, атомный номер 3, атомная масса 6,941, относится к щелочным металлам. Название от греч. lithos - камень (открыт в минерале петалите). Серибристо-белый, самый легкий из металлов; плотность 0,533 г/см³

ЛИТИЙ (Lithium), Li, химический элемент I группы периодической системы, атомный номер 3, атомная масса 6,941; относится к щелочным металлам, tпл 180,54шC. Литий используют для изготовления анодов для химических источников тока, в производстве меди, сплавов с магнием, алюминием, кремнием, антифрикционных и других сплавов, как теплоноситель в ядерных реакторах; изотоп 6Li - для получения трития. Литий открыл в 1817 шведский химик Ю.А. Арфведсон, впервые получил английский ученый Г. Дэви в 1818.

муж.;
хим. lithiumм. хим. lithium.

lithium

m.lithium

м. хим.

lithium m

м. хим.

litio m

ЛИТИЙ

(Lithium), Li,- хим. элемент I группы периодич. системы элементов, ат. номер 3, ат. масса 6,941, относится к щелочным металлам. Природный Л. состоит из смеси стабильных (7,5%) и (92,5%) с сильно различающимися сечениями захвата тепловых нейтронов (для =9,12*10^-26 м ², а для =3,ЗХ 10^-30 м ²). Электронная конфигурация Энергии последоват. ионизации равны 5,39, 75,64 и 122,42 эВ. Энергия сродства к электрону 0,59 эВ. Кристаллохим. радиус атома 0,155 нм, иона Li + 0,068 нм. Значение эяектроотрицательности 0,97.

В свободном виде - пластичный, очень мягкий серебристо-белый металл, быстро тускнеет на воздухе вследствие образования плёнки оксида и нитрида. При нормальной темп-ре устойчива модификация Л. с объёмно-центрированной кубич. решёткой с параметром а= =0,35023 нм, при темп-ре -195 °С она переходит в модификацию, обладающую гексагональной решёткой. Плотность 0,539 кг/дм ³ (наименьшая среди всех металлов). t _пл = 180,5°С, t _кип=1336,6 °С; теплоёмкость с _р==24,85 Дж/(моль*К), теплота плавления 3,0 кДж/моль, теплота испарения 133,7 кДж/моль. Характеристич. темп-ра 370 К. Вязкость жидкого Л. 0,5915 (при темп-ре 183,4 °С) и 0,4548 мПа*с (при 285,5 °С). Газообразный Л. состоит из двухатомных молекул Li₂, межъядерное расстояние в к-рых 0,2672 нм, энергия диссоциации 99,0 кДж/моль (О К). Коэф. теплопроводности 71 Вт/(мХК)(0-100 °С). Уд. сопротивление 0,0855 мкОм*м (при 0°С); ср. температурный коэф. сопротивления 4,5-10-³. Л. парамагнитен, магн. восприимчивость +2,04 *10^-9 (при 20 °С). Тв. по Моосу 0,6, по Бринеллю 5 МПа. Модуль упругости 5 ГПа, предел прочности при растяжении 115 МПа.

В соединениях проявляет степень окисления +1. Расплав используют как теплоноситель в ядерных реакторах; применяют для получения трития по ядерной реакции Дейтерид лития используют в ядерном оружии. Металлич. Л. (природная смесь изотопов) используется как легирующая добавка к разл. сплавам. Гидроксид Л. LiOH применяют в щелочных аккумуляторах. Метаниобат Л. LiNb0₃ и метатанталат Л. LiTa0₃ являются сегнето- и пьезоэлектриками, они используются для модуляции лазерного излучения. С. С. Вердоиосов.

ЛИТИЙ (символ Li), редкий серебряного цвета элемент, один из ЩЕЛОЧНЫХ МЕТАЛЛОВ, впервые был обнаружен в 1817 г. Содержится в таких рудах, как лепидолит и сподумен. По химическим свойствам близок к натрию. Самый легкий из всех металлов, используется в сплавах, для производства стекла и глазированной посуды, соли используются в медицине. Свойства: порядковый номер 3, атомный вес 6,941; плотность 0,534; температура плавления 180,5 °С, температура кипения 1347 °С; наиболее стабильный изотоп ⁷Li (92,58%).

(Lithium, Li)

химический элемент первой группы периодической системы Д.И. Менделеева; щелочной металл; ат. номер 3, ат. масса 6,941; входит в состав живых организмов; препараты Л. используются в качестве лекарственных средств.

(от греч. lithos - камень; лат. Lithium) Li, хим. элемент I гр. периодич. системы, относится к щелочным металлам, ат. н. 3, ат. м. 6,941. Состоит из двух стабильных изотопов ⁶Li (7,52%) и ⁷Li (92,48%), для к-рых поперечное сечение захвата тепловых нейтронов составляет соотв. 9,45.10^-26 м ² и 3,3.10^-30 м ² (для прир. смеси изотопов 6,7 - 7,1.10^-27 м ²). Конфигурация внеш. электронной оболочки 2s¹; степень окисления +1; энергия ионизации Li°: Li ⁺ 5,39178 эВ; сродство к электрону 0,591 эВ; электроотрицательность по Полингу 0,95; ат. радиус 0,157 нм, ионный радиус Li⁺ (в скобках приведены координац. числа) 0,073 нм (4), 0,090 нм (6), 0,106 нм (8). Содержание Л. в земной коре 6,5.10^-3% по массе. Осн. минералы: сподумен LiAl[Si₂O₆], лепидолит KLi_1,5Al_1,5[Si₃AlO₁₀](F,OH)₂ и петалит (Li,Na)[Si₄AlO₁₀]. Перспективные источники сырья для произ-ва Л. - межзернистая рапа соленосных отложений (41% мировых экзогенных запасов) и подземные воды (до 10 мг/л). Общие запасы Li₂O в недрах и водах зарубежных стран, кроме вод Мирового океана, составляют ок. 24 млн. т. наиб. крупные разведанные месторождения пром. руд находятся в СССР, США, Канаде, Чили, Зимбабве, Бразилии и Намибии.

Свойства. Л. - серебристо-белый металл. Выше Ч 193°С существует модификация с кубич. объемноцентрир. решеткой, а= 0.350 нм, z = 2, пространств. группа Im3m, плотн. 0,533 г/см, ниже Ч 193°С она переходит в гексагoн. плотноупакованную форму, а =0,308 нм, с= 0,482 нм, z = 2, пространств. группа Р6₃/ ттс. Т. пл. 180,54 °С, т. кип. 1340°С; С ⁰_p 24,86 Дж/(моль.K); DH⁰ _пл 3,0 кДж/моль, DH⁰ _возг 159,3 кДж/моль (298,15 К); S⁰₂₉₈29,12 Дж/(моль. К); теплопроводность 246,0 Вт/(м. К) при 0 °С и 172,2 Вт/(м. К) при 427 °С; r 8,12 мкОм. см при 0°С и 25,55 мкОм. см при 227 °С; парамагнетик, магнитная восприимчивость +1,42.10^-5; g 0,3983 Н/м при 181 °С и 0,3778 Н/м при 327 °С; h 5,307.10^-4 Па. с при 227°С и 3,584.10^-4 Па. с при 427 ^o С температурный коэф. линейного расширения 5,6.10 К ^-1, объемного расширения 9,2.10^-8 К ^-1 (273-451 К). Л. - мягкий и пластичный металл, может обрабатываться прессованием и прокаткой; твердость по Бринеллю 7850 Па, модуль упругости 4,9 ГПа, s _раст 1,16 МПа. Мн. хим. р-ции Л. протекают менее энергично, чем у др. щелочных металлов. С совершенно сухим воздухом он практически не реагирует при комнатной т-ре и окисляется в нем только при нагревании. Во влажном воздухе образует преим. Li₃N, при влажности воздуха более 80% - LiOH и Li₂CO₃. С сухим О ₂ при комнатной т-ре не реагирует, при нагр. горит голубым пламенем с образованием Li₂O; для чистого Л. т. всп. 640 °С. С водой реагирует, давая LiOH и выделяя Н ₂ без плавления и вспышки; расплав Л. при контакте с водой взрывает. Л. непосредственно соединяется с F₂, Сl₂ и Вr₂, а при нагр. и с I₂. С разб. к-тами взаимод. бурно, давая соли и выделяя Н ₂. В жидком NH₃ раств., образуя синий р-р с металлич. проводимостью. В этом р-ре Л. медленно реагирует с NH₃ (катализатором служит влага) с выделением Н ₂ и образованием LiNH₂. С Н ₂ при 500 °С дает лития гидридLiH, при небольшом нагревании в токе сухого N₂ -нитрид Li₃N, с расплавленной S - сульфид Li₂S, при нагр. в токе С ₂ Н ₂ или С ₂ Н ₄ - карбид Li₂C₂. Л. легко сплавляется почти со всеми металлами и хорошо раств. в ртути. С Mg, Zn и Аl образует твердые р-ры, с Ag, Hg, Mg, Zn, Tl, Al, Pb, Bi и др. - интерметаллиды (напр., LiAg, LiHg, LiMg₂, Li₂Zn₃). Важнейшим соед. Л. посвящены отдельные статьи (см., напр., Литийорганические соединения, Лития гидроксид, Лития карбонат, Лития оксид, Лития фторид). Ниже приводятся сведения о др. важных соед. Л. Амид LiNH₂ - 6ecцв. кристаллы, с тетрагон. решеткой; т. пл. 430 °С; плотн. 1,178 г/см ³ (17,5°С); с водой образует LiOH и NH₃, с к-тами - соли Л. и аммония; во влажном воздухе медленно гидролизуется, при нагр. до 450 °С переходит в Li₂NH с выделением NH₃. Применяется как катализатор. Нитрид Li₃N - зеленовато-черные кристаллы с гексагон. решеткой ( а =0,366 нм, с =0,388 нм, z =1, пространств. группа P/6mmm); т. пл. 813°С; плотн. 1,38 г/см ³; С ⁰_p75,2 Дж/(моль. К); DH⁰ _обр -164,0 кДж/моль; S⁰₂₉₈ 62,6 Дж/(моль. К); энергично взаимод. с водой с образованием LiOH и NH₃; при нагр. в среде Н ₂ переходит в LiH с выделением NH₃. Сульфид Li₂S - зеленовато-желтые кристаллы с кубич. решеткой ( а =0,571 нм, z =4, пространств. группа Fm3m); т. пл. 1370°С; плотн. 1,63 г/см ³; DH⁰ _обр -447,3 кДж/моль; S⁰₂₉₈ 62,8 Дж/(моль. К); О ₂, Н ₂ О ₂, КСlO₃, РbО ₂ и др. окисляют Li₂S при 300 °С до Li₂SO₄; с Н ₂ не взаимод. даже при высокой т-ре; водой легко гидролизуется.