锂

锂
3Li
氢 ↑ 锂 ↓ 鈉 元素周期表 氦 ← 锂 → 铍
外观
銀白色固体 鋰的原子光譜
概况
名称 · 符号 · 序数	锂 · Li · 3
元素类别	碱金属
族 · 週期 · 区	1 · 2 · s
标准原子质量	6.941（2）
电子排布	1s2 2s1 2, 1
物理性质
状态	固態
密度（接近室温）	0.534 g·cm−3
熔点时液体密度	0.512 g·cm−3
熔点	453.69 K，180.54 °C，356.97 °F
沸点	1615 K，1342 °C，2448 °F
临界点	（估计） 3223 K，67 MPa
熔化热	3.00 kJ·mol−1
汽化热	147.1 kJ·mol−1
比热容	24.860 J·mol−1·K−1
蒸汽压
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k 于 T (K) 797 885 995 1144 1337 1610
原子性质
氧化态	+1, -1 （强碱性氧化物）
电负性	0.98（鲍林标度）
电离能	第一：520.2 kJ·mol−1
	第二：7298.1 kJ·mol−1
	第三：11815.0 kJ·mol−1
原子半径	152 pm
共价半径	128±7 pm
范德华半径	182 pm
杂项
晶体结构	体心立方
磁序	顺磁性
电阻率	（20 °C）92.8 nΩ·m
热导率	84.8 W·m−1·K−1
膨胀系数	（25 °C）46 µm·m−1·K−1
声速（细棒）	（20 °C）6000 m·s−1
杨氏模量	4.9 GPa
剪切模量	4.2 GPa
体积模量	11 GPa
莫氏硬度	0.6
CAS号	7439-93-2
最稳定同位素
主条目：锂的同位素
同位素 丰度 半衰期 DM DE（MeV） DP 6Li 7.5% 6Li带3个中子稳定 7Li 92.5% 7Li带4个中子稳定 6Li 在自然样品中可能只含 3.75%。 故 7Li 可能占到 96.25%。

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，是否有-1氧化态則尚未得到证实。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。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”。

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。

1818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。

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余种，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。

单质鋰性质

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，所以须贮存于固体石蜡或惰性气体中。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。

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，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。

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。（）

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。

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

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，已得到锂的四種放射性同位素⁵Li、⁸Li、⁹Li、¹¹Li。他们的衰变方式如下：

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

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

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

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

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：

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

制备

锂矿的提取法

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

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：

1. 适用性强，能够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。

这个方法的缺点是：

1. 要求精矿中含锂量很高，因为在烧结时会使精矿贫化。
2. 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。

硫酸法

首先提出此方法的是R.B.Ellestad和K.M.Leute，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%。

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。

金属锂的制备

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，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⁻ → 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。

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。

用途

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

还原剂

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。

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。

电池工业

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。锂也能够制造低于室温或高温下使用的电池。

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

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。

醫療

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)，目前鋰的作用機轉還不十分清楚，這可能與鋰可抑制物質-P(substance-P)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。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。 鋰亦具有抗發炎(anti-inflammatory)及免疫調節(immunomodulatory)的作用。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。

目前鋰在皮膚科的運用有藥膏(Efalith和 Labcatal)用於治療脂漏性皮膚炎(seborrheic dermatitis)， 法國的Evolife實驗室更將含鋰元素的活泉水廣泛應用於各種產品，用以舒緩癌症化療及放療的副作用。

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)。

其他用途

用鋰作為燃料發射的魚雷

锂还能用于：

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

外部链接

• 洛斯阿拉莫斯国家实验室
• EnvironmentalChemistry.com —— 锂（英文）

• 青海经济信息网：自然资源（盐类矿产——锂矿）
• 锂与社会