锂

锂(Lithium)，是一种化学元素，它的化学符号是Li，它的原子序数是3，三个电子其中两个分布在K层，另一个在L层。锂是碱金属中最轻的一种。锂常呈+1或0氧化态，有人认为其有-1氧化态，但是尚未得到证实^[1]。但是锂和它的化合物并不像其他的碱金属那么典型，因为锂的电荷密度很大并且有稳定的氦型双电子层，使得锂容易极化其他的分子或离子，自己本身却不容易受到极化。这一点就影响到它和它的化合物的稳定性^[2]。锂的英文为Lithium，来源于希腊文lithos，意为“石头”。Lithos的第一个音节发音“里”。因为是金属，在左方加上部首“钅”。

[编辑] 发现

1790年-1800年科学家Jose de Andrada在瑞典乌托岛发现透锂长石和锂辉石两种矿石，1817年由瑞典科学家阿弗韦聪（Johann Arfvedson）在分析透锂长石矿时发现。不久，他又在锂辉石和锂云母中发现锂。Berzelius在欧洲某些矿泉水里也发现了锂。19世纪，发现植物与动物体内也有锂。

1918年，Brande和Davy通过电解氯化锂获取了少量的锂单质。1855年Bunsen和Mattiesen通过电解氯化锂取得足够的锂得以研究它的性质^[2]。

[编辑] 存在与分布

锂在自然界中丰度较大，居第27位，在地壳中约含0.0065%。锂仅以化合物的形式广泛存在于自然界中。锂的矿物有30于种，主要存在于锂辉石（LiAlSi₂O₆）和锂云母以及透锂长石((LiNa)AlSi₄O₁₀)和磷铝石中。在人和动物的有机体、土壤和矿泉水、可可粉、烟叶、海藻中都有锂的存在。

[编辑] 性质与状态

锂是一种柔软的，银灰色，极易反应的碱金属元素。它在金属中比重最轻。锂在空气中易被氧化，所以须贮存于汽油、煤油或惰性气体中。它能与水和酸作用放出氢气，易与氧、氮、硫等化合。锂盐在水中的溶解度与镁盐类似，而不同于其他的碱金属盐。

[编辑] 物理性质

锂的密度非常小，仅有0.534g/cm³，为非气态单质中最小的一个。因为锂原子半径小，故其比起其他的碱金属，压缩性最小，硬度最大，熔点最高。温度高于-117℃时，金属锂是典型的体心立方结构，但当温度降至-201℃时，开始转变为面心立方结构，温度越低，转变程度越大，但是转变不完全。在20℃时，锂的晶格常数为3.50Å^[3]，电导约为银的五分之一。锂可以很容易的与除铁以外的任意一种金属熔合^[4]。

[编辑] 化学性质

金属锂的化学性质十分活泼，在一定条件下，能与除稀有气体外的大部分金属与非金属反应，但不像其他的碱金属那样容易。锂能同卤素发生反应生成卤化锂。常温下，在除去二氧化碳的干燥空气中几乎不与氧气反应，但在100℃以上能与氧生成氧化锂，发生燃烧，呈蓝色火焰，但是其蒸汽火焰呈深红色，反应如同点燃的镁条一样，十分激烈、危险；尽管它不如其他碱金属那样容易燃烧，但是它燃烧起来的猛烈程度却是其他碱金属所无法比的，就如同镁燃烧比钠燃烧更激烈一样。氧族其它元素也能在高温下与锂反应形成相应的化合物。锂与碳在高温下生成碳化锂。在锂的熔点附近，锂很容易与氢反应，形成氢化锂。锂还可以与水较快地发生作用，但是反应并不特别剧烈，不燃烧，也不熔化，其原因是它的熔点、着火点较高，且因生成物LiOH溶解度较小（20℃：12.3~12.8g/100gH2O），易附着在锂的表面阻碍反应继续进行。（^[5]）

锂很软，可以用小刀轻轻切开，新切开的锂有金属光泽，但是暴露在空气中会慢慢失去光泽，表面变黑，若长时间暴露，最后会变为白色。主要是生成氧化锂和氮化锂，氢氧化锂，最后变为碳酸锂^[6]。

块状锂可以与水发生反应，粉末状锂与水发生爆炸性反应。盐酸、稀硫酸、硝酸能与锂剧烈反应，浓硫酸仅与锂缓慢反应。

锂能同很多有机化合物发生反应，很多反应在有机合成上有重要的意义。

[编辑] 同位素与核性质

主条目：锂的同位素

在自然界中，锂是以两种同位素组成，⁶Li和⁷Li，丰度分别为7.42%和92.58%。

通过人工制备，已得到锂的四种放射性同位素⁵Li、⁸Li、⁹Li、¹¹Li。他们的衰变方式如下^[7]：

${}^{5}_{3}\mathrm{Li}\rightarrow{}^{1}_{1}\mathrm{H} + {}^{4}_{2}\mathrm{He}$

${}^{8}_{3}\mathrm{Li}\rightarrow\beta + {}^{8}_{4}\mathrm{Be}$

${}^{9}_{3}\mathrm{Li}\rightarrow\beta + {}^{9}_{4}\mathrm{Be}$

${}^{11}_{3}\mathrm{Li}\rightarrow\beta + {}^{11}_{4}\mathrm{Be}$

锂的同位素可以发生下列反应，放出热量：

${}^{6}_{3}\mathrm{Li}+{}^{3}_{1}\mathrm{H}\rightarrow2\ {}^{4}_{2}\mathrm{He}+{}^{1}_{0}\mathrm{n}$

${}^{7}_{3}\mathrm{Li}+{}^{1}_{1}\mathrm{H}\rightarrow2\ {}^{4}_{2}\mathrm{He}$

也可以用来制作氚：

${}^{6}_{3}\mathrm{Li}+{}^{1}_{0}\mathrm{n}\rightarrow{}^{3}_{1}\mathrm{H}+{}^{4}_{2}\mathrm{He}$

[编辑] 制备

[编辑] 锂矿的提取法

[编辑] 硫酸盐法

锂辉石和硫酸钾一起烧结，钾将锂置换出来，形成可溶于水的硫酸锂。

2LiAl(SO₃)₂ + K₂SO₄ = Li₂SO₄ + 2KAl(SO₃)₂

硫酸盐分解法在很长一段时间是工业制备锂的唯一方法。此方法不仅适用于锂灰石，也可以用来处理锂云母。

[编辑] 石灰法

将石灰或石灰石与锂矿石一起烧结，然后用水处理，浸去液经过多次蒸发，既可以从中结晶析出氢氧化锂。反应式如下，反应温度为1000℃：

2LiAl(SiO₃)₂ + 9CaO = Li₂O + CaO·Al₂O₃ + 4[2CaO·SiO₂]

这个方法的优点是：

适用性强，能够分解几乎所有的锂矿石。
反应不需要稀缺原料，石灰和石灰石均较便宜且容易获得。

这个方法的缺点是：

要求精矿中含锂量很高，因为在烧结是会使精矿贫化。
因为浸取后得到的是稀溶液，因此蒸发会消耗大量的热量并且花费很多时间。

[编辑] 硫酸法

首先提出此方法的是R.B.Ellestad和K.M.Leute^[4]，此方法适用于β-锂辉石和理云母。原理如下，反应温度为250-300℃：

2LiAl(SO₃)₂ + H₂SO₄ = Li₂SO₄ + H₂O·Al₂O₃·4SiO₂

此反应的关键问题是只能与β-锂辉石反应，对于α-锂辉石，硫酸无法与之反应。用硫酸直接分解未经锻烧的锂辉石，提取出来的锂仅占总量的4%^[4]。

[编辑] 天然卤水的提取

锂的来源也包括天然卤水和某些盐湖水。加工过程是将锂沉淀成Li₂NaPO₄，再将其转变为碳酸锂，即可以作为来源来加工其他锂化合物了。加工天然卤水还可以得到硼砂、碳酸钾、氯化钠、硫酸钠和氯化镁等。

[编辑] 金属锂的制备

[编辑] 电解法

锂可由电解熔融的氯化锂而制得。Guntz首先建议用电解熔融的氯化锂和氯化钾的混合物来制备金属锂^[8]，这样可以把熔融温度从单质锂的610℃降低到400℃。以石墨为阳极，以低碳钢为阴极，电解槽压为6.0-6.5V。这样就可以得到纯度为99%的锂。

Li⁺+e^- →Li

2Cl^-+2e^- →Cl₂

2LiCl_(l) →2Li_(s)+Cl_2(g)

电解法制得的金属锂通常含有机械杂质（例如Na、K、Mg、Ca、Fe、Si和Al等），因此需要提纯；杂质可以重新熔融在借助比重不同除去，不容易除去的钠和钾可以通过氢化法除去。

[编辑] 热还原法

3Li₂O + 2Al = 6Li + Al₂O₃ —33.6千卡

2Li₂O + Si = 4Li + SiO₂ —76.3千卡

因为还原氧化锂是吸热反应，再加上金属锂的性质十分活泼，所以反应只能在高温和高真空中进行。

[编辑] 用途

[编辑] 合成原料

在许多反应中，锂可以作为原料或中间物。在合成与锂相关的无机化合物时，常常是将金属锂于其他单质反应。若要求纯度较高，可以用锂与气态单质或化合物反应。例如用锂和硫化氢合成硫化锂。反应方程式如下：

2Li + H₂S = Li₂S + H₂

[编辑] 还原剂

主条目：Birch还原

金属锂溶于液氨和乙醇的混合溶剂中形成一个良好的还原剂，可以用来还原含芳环的有机化合物。比较贵重的甾族化合物通常用这种办法来还原。这个方法的优点是产率较高，缺点是比用钠还原昂贵，所以仅限于还原一些贵重的化合物。

[编辑] 催化剂

锂可用作丁二烯、异戊二烯等二烯烃聚合催化剂，也可以用来制造共聚物。

[编辑] 电池工业

因为锂的原子量很小，只有3，因此用锂作阳极的电池具有很高的能量密度。锂也能够制造低于室温或高温下使用的电池^[2]。

低于室温的电池，通常使用有机溶剂作为电解质，其中添加一些无机盐增加导电性，常用无机盐包括高氯酸锂、六氟磷酸锂、六氟砷酸锂和硫化锂等。二次锂电池中正极材料也为含锂化合物，如锂钴氧化物、锂镍氧化物、锂锰氧化物、锂铁氧化物等等，以及其几元化合物。二次锂电池中负极材料，也与锂的作用明显。

电池阳极是锂，阴极常用金属氯化物。例如锂-氯化银电池的电池反应为：

Li + AgCl = LiCl + Ag

高温下的电池，通常使用熔融的无机盐作为电解质，因此必须在该盐的熔点以上方可使用。例如：

2Li + Cl₂ = 2LiCl

[编辑] 合金

掺有锂的合金一般有强度大，密度小，耐高温等特性。也有人用锂合成了Li-Pb液态半导体合金^[9]。

[编辑] 其他用途

锂还能用于：

原子能工业中制造核反应堆的载热剂
制造特种合金、特种玻璃等
作冶金工业中的脱氧剂，脱硫剂和脱泡剂

[编辑] 参见

碱金属

[编辑] 參考文獻

^ J.L.Dye J.Chem.Educ., 54(6) 332(1977)
^ ^2.0 ^2.1 ^2.2 刘翊纶任德厚《无机化学丛书》第一卷北京：科学出版社 289-354页 1984年
^ “Gmelins Handbueh der anorganische Chemie”, Lithium Ergazungs. band. System-Nummor 20. Verlag Chemie 1960
^ ^4.0 ^4.1 ^4.2 奥斯特罗什科等曾华珗译《理的化学与工艺学》北京：中国工业出版社 1965年
^ 申泮文、王积涛主编《化合物词典》，上海辞书出版社，2002，周公度主编《化学辞典》，化学工业出版社，2003.6
^ M.M.Markowitz, D.A.Boryta, J.Chem.Eng.Data., 1962(7) 586
^ 核素图编制组《核素图》北京：原子能出版社 1976年
^ M.E.Weeks, J.Chem.Educ., 33, 487(1956)
^ J.E.Enderby. Can.J.Chem., 55(11), 1961(1977)

[编辑] 外部链接

Li

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Uss

Uso

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Uon

Uou

Uob

Uot

Uoq

Uop

Uoh

Uos

Uoo

金屬						類金屬	非金屬			未發現元素
鹼金屬	鹼土金屬	內過渡金屬		過渡金屬	其他金屬		其他非金屬	鹵素	稀有氣體
		鑭系元素	錒系元素

註1：本表以元素週期表為主，而第八週期以後之週期表則參以擴展元素週期表。而氦(He)在擴展元素週期表中應挪至氫(H)之右方，屬s區塊之元素。
註2：灰色區塊所稱之「其他金屬」，又通稱為貧金屬。

[_note-0] J.L.Dye J.Chem.Educ., 54(6) 332(1977)

[_note-.E7.AC.AC.E4.B8.80.E5.8D.B7-1] 2.0 ^2.1 ^2.2 刘翊纶任德厚《无机化学丛书》第一卷北京：科学出版社 289-354页 1984年

[_note-2] “Gmelins Handbueh der anorganische Chemie”, Lithium Ergazungs. band. System-Nummor 20. Verlag Chemie 1960

[_note-.E8.AF.91-3] 4.0 ^4.1 ^4.2 奥斯特罗什科等曾华珗译《理的化学与工艺学》北京：中国工业出版社 1965年

[_note-4] 申泮文、王积涛主编《化合物词典》，上海辞书出版社，2002，周公度主编《化学辞典》，化学工业出版社，2003.6

[_note-5] M.M.Markowitz, D.A.Boryta, J.Chem.Eng.Data., 1962(7) 586

[_note-6] 核素图编制组《核素图》北京：原子能出版社 1976年

[_note-7] M.E.Weeks, J.Chem.Educ., 33, 487(1956)

[_note-8] J.E.Enderby. Can.J.Chem., 55(11), 1961(1977)

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锂

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