Liitium (kreeka keelest lithos 'kivi') on pehme, hõbevalge metall, mille sümboliks on Li. See on kolmas keemiline element perioodilisustabelis. See tähendab, et tema tuumas on 3 prootonit ja selle ümber 3 elektroni. Tema aatomiarv on 3. Massiarv on 6,94. Sellel on kaks tavalist isotoopi:6 Li ja7 Li. 7Li on levinum. 92,5% liitiumist on7 Li. Liitium on pehme hõbedane metall, mis on väga reaktiivne. Seda kasutatakse liitiumpatareides ja teatavates ravimites.

Füüsikalised ja aatomilised omadused

Liitiumi elektronkonstruktsioon on 1s2 2s1, mis seletab selle tugevat kalduvust anda ühe elektroni ja moodustada +1 oksüdatsiooniastmes ioone (Li+). Peamised füüsikalised andmed on ligikaudu järgmised:

  • Atommass: 6,94
  • Tihedus: ~0,534 g/cm3 (20 °C) — kõige kergem metall
  • Sulamispunkt: ~180,5 °C
  • Keemispunkt: ~1342 °C
  • Esimene ionisatsioonienergia: ~520 kJ/mol
  • Pauling'i elektronegatiivsus: ~0,98

Keemilised omadused ja reaktsioonid

Liitium on tugev reduktant ja väga reaktiivne, eriti õhu ja vee kohalolekul. Õhus pind omab kiiresti oksiidikihti, mistõttu metall säilib sageli õli all või inertgaasis. Vee või niiskusega reageerides tekib liitiumhüdroksiid ja vesinikgaas:

2 Li + 2 H2O → 2 LiOH + H2

Tänu oma suurele redutseerivale võimele kasutatakse liitiumi ja selle ühendeid mitmes keemilises protsessis.

Isotoobid

Luonnollises liitiumis on kaks stabiilset isotoopi: 6Li (~7,5%) ja 7Li (~92,5%). 6Li on tähtis neutronite püüdmisel ja tritiumi tootmisel (näiteks reaktiivides nukleersetes protsessides), samas kui 7Li leiab kasutust näiteks reaktorites ja soodustab teatud keemilisi rakendusi. Isotoopide suhteline osakaal mõjutab teatud tehnilisi ja teaduslikke rakendusi.

Levik ja kaevandamine

Liitiumit esineb peamiselt kahes vormis: magnesiumpiirit (spodumeen) ja soola-alustest veest (brines). Suured maavaravarud ja tootjad paiknevad Austraalias, Tšiilis, Argentinas ja Hiinas. Kaevandamine ja töötlemine hõlmab nii kivimite (näiteks spodumeen) riket kui ka lahustest (brine) soola eraldamist ja rafineerimist.

Kasutusalad

Liitium ja selle ühendid on laialt kasutusel mitmes sektoris. Peamised rakendused:

  • Patareid: liitium-ioon- ja liitium-metallpatareid on hinnatud kõrge energiatiheduse ja kerguse tõttu (elektriautod, mobiiltelefonid, sülearvutid).
  • Meditsiin: liitiumsoolad (näiteks liitiumkarbonaat) on tõhusad meeleolustabilisaatorid bipolaarse häire ravis.
  • Allumid ja metallurgia: liitium vähendab sulamistemperatuuri ja parandab teatud sulamite omadusi.
  • Glasuurid ja keraamika: liitiumoksiidid parandavad klaaside ja keraamika termilist stabiilsust ja sulamisomadusi.
  • Keemia- ja tööstusprotsessid: eraldus- ja sünteetilised rakendused, lisandina spetsiaalsetes orgaanilistes reaktsioonides ja ühendite valmistamisel.
  • Nukleareraktsioonid: 6Li kasutatakse neutronite püüdmisel ja tritiumi tootmisel; sellel on olnud ka ajaloolisi rakendusi tuumarelvade arenduses.

Keskkonna- ja ohutusaspektid

Kuigi metall ise on suhteliselt kergesti manipuleeritav, on liitium väga reaktiivne: see põleb kergesti ja reageerib veega, seega tuleb seda hoida õliga immutatud või inertse gaasi all. Liitiumühendite käitlemisel tuleb järgida tavapäraseid keemilise ohutuse nõudeid (kaitsekindad, prillid, sobiv ventilatsioon).

Liitiumi kaevandamine ja töötlemine võib põhjustada keskkonnamõjusid, eriti veeressursside koormust soolvee töötlemisel. Seetõttu on oluline jätkusuutlikkus, vastutustundlik kaevandamine ja patareide ringlussevõtt.

Ringlussevõtt ja tulevik

Kiire kasv elektrisõidukite ja elektroonika turul suurendab nõudlust liitiumi järele. Ringlussevõtt ja alternatiivsed allikad (näiteks mereveest eraldamine või liitiumi taaskasutus vanadest patareidest) muutuvad üha olulisemaks, et tagada varustuskindlus ja vähendada keskkonnakoormust.

Liitium on seega väike aatomiarvuga element, mille omadused — kerge mass, tugev keemiline reaktiivsus ning võime moodustada +1 iooni — teevad temast asendamatu materjali nii kaasaegses elektroonikas, meditsiinis kui ka erinevates tööstuslikes rakendustes.