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Lexikon der Chemie: Lithium

Lithium, Symbol Li, (griech. lithos "Stein" chem. Element aus der I. Hauptgruppe des Periodensystems (Alkalimetalle), Leichtmetall; Z 3, Massenzahlen der natürlichen Isotope 6 (7,42 %), 7 (92,58 %), Atommasse 6,941, Wertigkeit I, Härte nach Mohs 0,6, D. 0,534 g cm-3, F. 180,54 °C, Kp.1317 °C, elektrische Leitfähigkeit 11,8 Sm/mm2 (bei 0 °C), Standardelektrodenpotential (Li/Li+) -3,045 V.

Eigenschaften. L. ist ein weiches, an frischer Schnittfläche silberglänzendes Metall. An feuchter Luft überzieht sich die Oberfläche jedoch rasch mit einer matten grauen Schicht von Lithiumhydroxid. L. ist deshalb stets unter einer inerten Flüssigkeit, üblicherweise Petroleum, aufzubewahren. An völlig trockener Luft ist es bei Zimmertemperatur stabil. L. kristallisiert in kubisch-raumzentriertem Gitter. Es ist härter als Natrium, läßt sich aber zu Draht pressen und zu dünnen Blättchen schlagen. L. löst sich in flüssigem Ammoniak mit tiefblauer Farbe.

L. reagiert leicht zum farblosen Li+-Kation und gehört entsprechend seiner Stellung im Periodensystem zu den elektropositiven Elementen. L. ist ein starkes Reduktionsmittel, gleicht aber in seinen chem. Eigenschaften aufgrund der Schrägbeziehung im Periodensystem vielmehr dem Magnesium (Erdalkalimetalle) als den schwereren Homologen der Alkalimetalle. Dies ist vorrangig auf den sehr kleinen lonenradius des Li+-Kations (60 pm) zurückzuführen, der dem des Mg2+-Ions nahekommt, und insbesondere für die Gitterenergie von Li-Salzen, die Solvatationseigenschaften des Li+-Kations und die Bereitschaft, Kovalenzen zu betätigen, ausschlaggebend ist. Kommt vor allem in einer ausgedehnten Organolithiumchemie zur Geltung (elementorganische Verbindungen).

Erhitzt man L. in trockener Luft, so verbrennt es mit karminroter Flamme zu Lithiumoxid Li2O. Mit Wasser reagiert L. seinen schwereren Homologen vergleichbar, aber deutlich weniger heftig, zu Lithiumhydroxid LiOH und Wasserstoff. Mit den Halogenen erfolgt heftige Umsetzung zu den entsprechenden Lithiumhalogeniden. Mit Wasserstoff vereinigt sich L. bei erhöhter Temperatur zu Lithiumhydrid LiH. Geschmolzenes L. greift Siliciumdioxid und Silicate an und wirkt so z. B. zerstörend auf Glas.

Analytisches. L. und seine Verbindungen färben die Flamme intensiv rot. Speziell die Linien bei 670,8 nm und 610,4 nm werden zum qualitativen spektroskopischen Nachweis genutzt. Zur quantitativen Bestimmung besonders geeignet sind flammenphotometrische Bestimmungen oder die Anwendung der Atomabsorptionsspektroskopie und ionensensitiver Elektroden.

Vorkommen. L. ist in erheblichem Maße am Aufbau der Erdkruste beteiligt, zählt aber, da es selten in höheren Konzentrationen auftritt, zu den selteneren Elementen. Man findet L. in Mineralquellen, Salinen und im Meerwasser und u. a. in den Mineralien Spodumen LiAl[Si2O6], Lepidolith KLi2Al(F,OH)2[Si4O10], Amblygonit LiAlPO4(F,OH) und Pentalit (Li,Na)Al[Si4O10].

Gewinnung. L. wird durch Schmelzflußelektrolyse eines eutektischen Gemisches von Lithiumchlorid LiCl und Kaliumchlorid KCl bei 400 bis 500 °C in der Downs-Zelle (Natrium) hergestellt.

Verwendung. Elementares L. dient als Legierungsbestandteil und verbessert z. B. die mechanischen Eigenschaften von Aluminium, Blei und Zink, die Korrisionsbeständigkeit von Magnesium und wird beim Kupferguß als Desoxidationsmittel zugesetzt. L. zeigt eine hohe spezifische Wärme (3,28 J · g-1K-1) und wird deshalb als Wärmeübertragungsflüssigkeit und Kühlmittel für Kernreaktoren eingesetzt. L. dient auch als Elektrodenmaterial für Trockenbatterien, als Katalysator bei der cis-Polymerisation von Isopren und als Ausgangsmaterial lithiumorganischer Verbindungen für die organische Synthese. In der Medizin werden Lithiumsalze zur Behandlung von Nervenkrankheiten verwendet.

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