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Uuo(未知特性)




外觀
銀白色固体


鋰的原子光譜
概況
名稱·符號·序數 锂(lithium)·Li·3
元素類別 碱金属
·週期· 1·2·s
標準原子質量 6.941(2)
電子排布

1s2 2s1
2, 1

锂的电子層(2, 1)
物理性質
物態 固態
密度 (接近室温
0.534 g·cm−3
熔點時液體密度 0.512 g·cm−3
熔點 453.69 K,180.54 °C,356.97 °F
沸點 1615 K,1342 °C,2448 °F
臨界點 (估计)
3223 K,67 MPa
熔化熱 3.00 kJ·mol−1
汽化熱 147.1 kJ·mol−1
比熱容 24.860 J·mol−1·K−1

蒸汽壓

壓/Pa 1 10 100 1 k 10 k 100 k
溫/K 797 885 995 1144 1337 1610
原子性質
氧化態 +1, -1
(强碱性氧化物)
電負性 0.98(鲍林标度)
電離能

第一:520.2 kJ·mol−1
第二:7298.1 kJ·mol−1

第三:11815.0 kJ·mol−1
原子半徑 152 pm
共價半徑 128±7 pm
范德華半徑 182 pm
雜項
晶體結構

体心立方

锂具有体心立方晶體結構
磁序 顺磁性
電阻率 (20 °C)92.8 n Ω·m
熱導率 84.8 W·m−1·K−1
膨脹係數 (25 °C)46 µm·m−1·K−1
聲速(細棒) (20 °C)6000 m·s−1
楊氏模量 4.9 GPa
剪切模量 4.2 GPa
體積模量 11 GPa
莫氏硬度 0.6
CAS號 7439-93-2
最穩定同位素

主条目:锂的同位素

同位素 豐度 半衰期 方式 能量MeV 產物
5Li 人造 3.7×10-22 質子發射 - 4He
6Li 7.5% 穩定,带3个中子
7Li 92.5% 穩定,带4个中子
6Li 在自然样品中可能只含 3.75%。
7Li 可能占到 96.25%。

Lithium)是一种化学元素,其化学符号Li原子序数为3,三个电子中两个分布在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,是否有-1氧化态則尚未得到证实[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型双电子层,使得锂容易极化其他的分子或离子,自己却不容易受到极化。这一点就影响到它和它的化合物的稳定性[2]。锂的英文名称来源于希腊文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”。

发现[编辑]

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年由瑞典科学家阿维德松(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。

1818年,Brande和戴维(H.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]

存在与分布[编辑]

锂在自然界中丰度较大,居第27位,在地壳中约含0.0065%,但仅以化合物的形式存在。锂的矿物有30余种,主要存在于锂辉石(LiAlSi2O6)、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、土壤矿泉水可可粉、烟叶海藻中都有锂存在。

单质性质[编辑]

概述[编辑]

锂是一种极易反应的柔软的银灰色碱金属。它在金属中比重最轻。锂在空气中易氧化,所以须贮存于固体石蜡或惰性气体中。它能与和酸作用放出氢气,易与等化合。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。

物理性质[编辑]

  • 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,故与其他的碱金属相比压缩性最小,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。锂易与以外的任何一种金属熔合[4]

化学性质[编辑]

  • 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非金属反应,但不像其他碱金属那样容易。
  • 锂能同卤素发生反应生成卤化锂
  • 常温下,在除去二氧化碳干燥空气中几乎不与氧气反应,但在100℃以上时发生燃烧,与生成氧化锂,火焰呈蓝色,但其蒸气火焰呈深红色,反应程度如同镁条燃烧一样,十分剧烈危险。尽管它不如其他碱金属那样容易燃烧,但是它燃烧的剧烈程度却是其他碱金属无法比拟的,就如同燃烧比钠更剧烈一样。若其露置在普通空气中会慢慢失去光泽,生成氧化锂、氮化锂和氢氧化锂,最后变为碳酸锂。[5]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
  • 锂在其熔点附近很容易与氢反应,形成氢化锂
  • 锂块可以与水较快地反应,但并不特别剧烈,不燃烧,也不熔化,原因是其熔点、燃点较高,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[6];而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。浓硫酸和锂也能反应,有剧烈反应并熔化燃烧的可能性。
  • 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。

同位素与核性质[编辑]

在自然界中锂以两种同位素——6Li和7Li组成,丰度分别为7.42%和92.58%。

通过人工制备,已得到锂的四種放射性同位素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}

也可用来制备

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

制备[编辑]

锂矿的提取法[编辑]

硫酸盐法[编辑]

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(SiO3)2 + K2SO4 = Li2SO4 + 2KAl(SiO3)2

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

石灰法[编辑]

石灰石灰石与锂矿石一起烧结,然后用水处理,浸取液经过多次蒸发,可从中结晶析出氢氧化锂。反应式如下(温度为1000):

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

此方法的优点是:

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

缺点是:

  1. 要求精矿中锂含量很高,因为烧结时精矿会贫化。
  2. 因为浸取后得到的是稀溶液,因此蒸发会消耗大量热量,且耗时长。

硫酸法[编辑]

首先提出此方法的是R.B.Ellestad和K.M.Leute[4],此方法适用于β-锂辉石和锂云母。原理如下(温度为250-300):

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

此反应的关键问题是硫酸只能与β-锂辉石反应,而对于α-锂辉石无法与之反应。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]

天然卤水的提取[编辑]

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,即可作为原料来加工其他锂化合物了。加工天然卤水还可得到硼砂、碳酸钾、氯化钠、硫酸钠和氯化镁等。

金属锂的制备[编辑]

电解法[编辑]

锂可由电解熔融氯化锂而得。Guntz首先建议用电解熔融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℃降至400℃。以石墨为阳极,以低碳钢为阴极,电解槽压为6.0-6.5V。这样可以得到纯度达到99%的锂。

Li+ + e Li
2Cl → Cl2 + 2e
2LiCl(l) 2Li(s) + Cl2(g)

电解法制得的金属锂通常含有机械杂质(例如NaKMgCaFeSiAl等),因此需要提纯;杂质可重新熔融,再借助比重不同滤除,不容易除去的钠和钾可以通过氢化法除去。

热还原法[编辑]

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。

用途[编辑]

合成原料[编辑]

在许多反应中,锂可作为原料或中间物。在合成与锂相关的无机化合物时,常常是将金属锂与其他单质反应。若要求纯度较高,可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

还原剂[编辑]

金属锂溶于液乙醇的混合溶剂中形成一个良好的还原剂,可用来还原含芳香环有机化合物。比较贵重的甾族化合物通常用这种办法来还原。此法的优点是产率较高,缺点是比用钠还原昂贵,所以仅用于还原一些贵重的化合物。

催化剂[编辑]

锂可用作丁二烯异戊二烯等二烯烃聚合催化剂,也可用来制造共聚物

电池工业[编辑]

因为锂的原子量很小,只有6.9g·mol−1,因此用锂作阳极的电池具有很高的能量密度。锂也能够制造低温或高温下使用的电池[2]

用于低温的电池,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,以及其多元化合物。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

用于高温的电池,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

合金[编辑]

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]

醫療[编辑]

醫療用途的鋰目前主要分為兩種:一種為外用的局部治療,另一種則為已被廣泛使用的口服治療。

根據臨床研究中顯示,當鋰被使用於外用的局部治療時,能有效治療脂漏性皮膚炎(seborrheic dermatitis)[10][11][12][13][14],目前鋰的作用机理還不十分清楚,這可能與鋰可抑制物質-P(substance-P)[15]及抑制Malassezia yeasts(引發痘痘元兇之一的細菌)生長所需的所有游離脂肪酸有關[16]。過去的一些研究顯示鋰可以抑制許多酶(enzyme):鈉鉀泵(Na/K ATPase)、腺苷環化酶(adenylcyclase)、enzymes of the prostaglandins E1 synthesis、和inositol-1-phosphatase等[17]。 鋰亦具有抗發炎(anti-inflammatory)及免疫調節(immunomodulatory)的作用[18][19]。除此之外,在法國的研究中顯示含鋰元素的活泉水( Evaux thermal spring water)能改善癌症患者因治療所引起的皮膚指甲等的副作用[20]

口服的鋰主要被使用於精神科,用來治療躁鬱症。臨床使用的濃度為1毫克。口服用的鋰會造成許多皮膚的副作用,像是斑點丘疹(maculopapular eruption)、痤瘡(acne)、牛皮癬狀疹(psoriasiform eruption)。因此顯示口服的鋰有可能會促進或使已經存在的皮膚疾病更惡化,像是牛皮癬(psoriasis)和脂漏性皮膚炎(seborrheic dermatitis)[21][22]

其他用途[编辑]

用鋰作為燃料發射出魚雷

锂还能用于:

  1. 原子能工业中制造核反应堆载热剂
  2. 制造特种合金、特种玻璃
  3. 冶金工业中的脱氧剂脱硫剂脱泡剂
  4. 作為燃料,可發射魚雷等武器

参考[编辑]

  1. ^ J.L.Dye J.Chem.Educ., 54(6) 332(1977)
  2. ^ 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
  3. ^ “Gmelins Handbueh der anorganische Chemie”, Lithium Ergazungs. band. System-Nummor 20. Verlag Chemie 1960
  4. ^ 4.0 4.1 4.2 奥斯特罗什科等 曾华珗译《锂的化学与工艺学》北京:中国工业出版社1965年
  5. ^ M.M.Markowitz, D.A.Boryta, J.Chem.Eng.Data., 1962(7) 586
  6. ^ 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
  7. ^ 核素图编制组《核素图》北京:原子能出版社1976年
  8. ^ M.E.Weeks, J.Chem.Educ., 33, 487(1956)
  9. ^ J.E.Enderby. Can.J.Chem., 55(11), 1961(1977)
  10. ^ Arch Dermatol Res 2008; 300:215-223. Anti-inflammatory effects of lithium gluconate on keratinocytes: a possible explanation for effciency in seborrhoeic dermatitis
  11. ^ British Journal of Dermatology 2003; 148: 1230–1236. Lithium gluconate 8% vs. ketoconazole 2% in the treatment of seborrhoeic dermatitis: a multicentre, randomized study
  12. ^ Clin Exp Dermatol 1997; 22: 216-219. Topical lithium succinate ointment (Efalith) in the treatment of AIDS-related seborrhoeic dermatitis
  13. ^ Eur j Dermatol 2002; 12(6) : 549-52. Lithium gluconate in the treatment of seborrhoeic dermatitis: a multicenter, randomised, double-blind study versus placebo
  14. ^ J Am Acad Dermatol. 1992 Mar;26(3 Pt 2):452-7. A double-blind, placebo-controlled, multicenter trial of lithium succinate ointment in the treatment of seborrheic dermatitis. Efalith Multicenter Trial Group.
  15. ^ Nouv Dermatol, 2004;23:569-75. Evaluation of the inhibition of human sebocyte proliferation stimulated by substance P and corticotropin-releasing hormone by mineral constituents in Evaux thermal spring water
  16. ^ Lithium 1990; 1: 149-155. Lithium, fatty acids and seborrhoeic dermatitis: A new mechanism of lithium action and a new treatment for seborrhoeic dermatitis
  17. ^ Ann Dermatol Venereol 2004;131:255-61. Lithium
  18. ^ Ann Dermatol Venereol 2004;131:255-61. Lithium
  19. ^ Arch Dermatol Res 2008; 300:215-223. Anti-inflammatory effects of lithium gluconate on keratinocytes: a possible explanation for effciency in seborrhoeic dermatitis
  20. ^ Eur Oncology 2010; 6(1):3-5. The Neurogenic Component of Cutaneous Toxicities Induced by Chemotherapy – New Solutions
  21. ^ Am J Clin Dermatol 2004; 5:3–8. Cutaneous adverse eVects of lithium: epidemiology and management.
  22. ^ Ann Med Intern 1984; 13:637–638. Drug eruptions caused by lithium salts.