Eigenschaften
[He]2s1 3Li Periodensystem
Allgemein
Name, Symbol, Ordnungszahl	Lithium, Li, 3
Elementkategorie
Gruppe, Periode, Block	1, 2, s
Aussehen	silbrig weiß/grau
ECHA-InfoCard	100.028.274
Massenanteil an der Erdhülle	0,006
Atomar
Atommasse	6,941 u
Atomradius (berechnet)	145 (167) pm
Kovalenter Radius	134 pm
Van-der-Waals-Radius	182 pm
Elektronenkonfiguration	[He]2s1
1. Ionisierungsenergie	520,2
Physikalisch
Aggregatzustand	fest
Modifikationen	1
Kristallstruktur	kubisch raumzentriert
Dichte	535
Mohshärte	0,6
Magnetismus	unmagnetisch
Schmelzpunkt	453,69 K (180,54 °C)
Siedepunkt	1615 (1342 °C)
Molares Volumen	13,02 · 10−6 m3·mol−1
Verdampfungsenthalpie	145,92
Schmelzenthalpie	3 kJ·mol−1
Dampfdruck	1,63 · 10−8 Pa bei 453,7 K
Schallgeschwindigkeit	6000 m·s−1 bei 293,15 K
Spezifische Wärmekapazität	3582 J·kg−1·K−1
Elektrische Leitfähigkeit	10,8·106 S·m−1
Wärmeleitfähigkeit	84,7 W·m−1·K−1
Chemisch
Oxidationszustände	+1
Normalpotential	−3,04 V
Elektronegativität	0,98 (Pauling-Skala)
Isotope
Isotop NH t1/2 ZA ZE (MeV) ZP 6Li Fehler bei Vorlage * Parametername unbekannt (Vorlage:Infobox Chemisches Element/Isotop): "OZ" 7,4 % Stabil 7Li Fehler bei Vorlage * Parametername unbekannt (Vorlage:Infobox Chemisches Element/Isotop): "OZ" 92,6 % Stabil
Weitere Isotope siehe Liste der Isotope
NMR-Eigenschaften
Spin- Quanten- zahl I γ in rad·T−1·s−1 Er (1H) fL bei B = 4,7 T in MHz 6Li 1 3,936 · 107[1] 0,0085[1] 29,4[1] 7Li 3/2 1,04 · 108[1] 0,29[1] 77,7[1]
Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung{{{GHS-Piktogramme}}} H- und P-Sätze H: {{{H}}} EUH: {{{EUH}}} P: {{{P}}}
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.

Fehler bei Vorlage * Parametername unbekannt (Vorlage:Infobox Chemisches Element): "ElektronenProEnergieNiveau; RL 67/548/EWG; Basizität; Serienfarbe; S; R; Oxide; Gefahrensymbole"

Lithium [ˈliːti̯ʊm] (von Vorlage:ELSalt – líthos: „Stein“) ist ein chemisches Element mit dem Symbol Li und der Ordnungszahl 3. Den Namen Lithium bekam das Element, weil es im Gegensatz zu Natrium und Kalium im Gestein entdeckt wurde. Es ist ein Alkalimetall aus der zweiten Periode des Periodensystems der Elemente. Lithium ist ein Leichtmetall und besitzt die kleinste Dichte der unter Standardbedingungen festen Elemente. Es führt bei Hautberührung zu schweren Verätzungen und Verbrennungen. Seine Verbindungen sind gesundheitsschädlich, allerdings im weitaus geringerem Maße als die seines Periodennachbarn Beryllium.

Lithium wurde 1817 von Johan August Arfwedson entdeckt. Es kommt in der Natur aufgrund seiner hohen Reaktivität nicht elementar vor. Bei Raumtemperatur ist es nur an völlig trockener Luft über längere Zeit stabil, an feuchter Luft bildet sich an der Oberfläche schnell eine mattgraue Lithiumhydroxid-Schicht aus. Langsam reagiert es auch an trockener Luft zu Lithiumnitrid. Als Spurenelement ist es in Form seiner Salze ein häufiger Bestandteil von Mineralwasser.

Im menschlichen Organismus sind geringe Mengen Lithium vorhanden, das Element besitzt jedoch keine bekannte biologische Funktion.

Geschichte

Das lithiumhaltige Mineral Petalit wurde zuerst von dem brasilianischen Wissenschaftler José Bonifácio de Andrada e Silva Ende des 18. Jahrhunderts entdeckt. Als Entdecker des Lithiums gilt der Schwede Johan August Arfwedson, der im Jahre 1817 die Anwesenheit eines fremden Elementes in den Mineralen Spodumen (LiAl[Si₂O₆]) und Lepidolith (LiAl[Si₄O₁₀]) feststellte, als er Mineralienfunde von der Insel Utö in Schweden analysierte. 1818 war es der deutsche Chemiker Christian Gottlob Gmelin, der bemerkte, dass Lithiumsalze eine rote Flammenfärbung ergeben. Beide Wissenschaftler scheiterten in den folgenden Jahren mit Versuchen, dieses Element zu isolieren.

Dies gelang erstmals William Thomas Brande und Sir Humphrey Davy mittels eines elektrolytischen Verfahrens aus Lithiumoxid (Li₂O) im Jahre 1818. Robert Bunsen und Augustus Matthiessen stellten dann 1855 durch Elektrolyse von Lithiumchlorid (LiCl) größere Mengen des Elementes her. Mit der ersten kommerziellen Produktion von Lithium begann im Jahre 1923 die deutsche Metallgesellschaft (heute: GEA Group) mittels Elektrolyse einer Schmelze aus Lithium- und Kaliumchlorid (KCl).

Im Jahr 1917 wurden von Wilhelm Schlenk aus organischen Quecksilberverbindungen die ersten lithiumorganischen Verbindungen synthetisiert.^[2]

Vorkommen auf der Erde

An der Erdkruste hat es einen Anteil von circa 0,006 %.^[3] Es ist damit deutlich seltener als viele vergleichbar leichte Elemente wie Helium oder Kohlenstoff.

Lithium kommt in der Natur in einigen Mineralien vor. Die wichtigsten sind dabei Amblygonit (LiAl[PO₄]F), Lepidolith (KLi₂Al[(Al,Si)₃O₁₀](F,OH)₂), Petalit (Kastor; LiAl[Si₄O₁₀]) und Spodumen (Triphan; LiAl[Si₂O₆]). Diese Mineralien haben einen Lithiumgehalt von bis zu 9 % (bei Amblygonit). Andere, seltenere Lithiumerze sind Kryolithionit (Li₃Na₃[AlF₆]₂), das den größten Lithiumgehalt aller Mineralien aufweist, Triphylin (Li(Fe^II,Mn^II)[PO₄]) und Zinnwaldit (KLiFeAl[AlSi₃O₁₀](F,OH)₂). Lithiummineralien kommen in vielen Silicat-Gesteinen vor, aber meist nur in geringen Konzentrationen. Es gibt keine großen Lagerstätten. Da die Gewinnung von Lithium aus diesen Mineralien aufwändig ist, spielen sie heutzutage keine Rolle mehr für die Gewinnung von Lithium oder Lithiumverbindungen. Teilweise werden sie noch abgebaut, gemahlen und in der Glasindustrie verwendet.

Lithiumsalze kommen verbreitet auch in Salzlaugen, meist Salzseen, vor. Die größten technisch ausbeutbaren Lithiumvorkommen befinden sich in Chile (Salar de Atacama) und Argentinien, weitere in den USA (North Carolina und Nevada), Kanada, Australien Simbabwe und China (Tibet).

Die wichtigste Quelle für Lithium sind heute jedoch die als Nebenprodukt bei der Gewinnung von Kaliumcarbonat (Pottasche) und Borax anfallenden Lithiumsalze.

Vorkommen außerhalb der Erde

Beim Urknall ist neben Wasserstoff- und Heliumisotopen auch eine nennenswerte Menge des Isotops ⁷Li entstanden. Dieses ist aber zum größten Teil heute nicht mehr vorhanden, da in Sonnen Lithium mit Wasserstoff im Prozess der Proton-Proton-Reaktion II fusioniert und so verbraucht wurde.^[4] In Braunen Zwergen, Zwischenstufen zwischen Sternen und Planeten, sind Masse und Temperatur jedoch nicht hoch genug für eine Wasserstofffusion; ihre Masse erreicht nicht die dazu notwendige Größe von etwa 75 Jupitermassen. Das beim Urknall entstandene Lithium verblieb somit in Braunen Zwergen erhalten. Aus diesem Grund ist Lithium auch extraterrestrisch ein verhältnismäßig seltenes Element, kann aber zum Nachweis Brauner Zwerge dienen.^[5]

Gewinnung und Darstellung

Aus lithiumhaltigen Salzlösungen wird durch Verdunsten des Wassers und Zugabe von Natriumcarbonat (Soda) Lithiumcarbonat ausgefällt. Dazu wird die Salzlake zunächst so lange an der Luft eingeengt, bis der Lithiumgehalt 0,5 % überschreitet. Durch Zugabe von Natriumcarbonat fällt daraus das schwerlösliche Lithiumcarbonat aus:

.

Mengenmäßig wurden 2006 außerhalb der USA 21.100 t^[6] Lithiummineralien abgebaut und überwiegend als Lithiumcarbonat (Li₂CO₃) gehandelt. Von diesen entfallen 8000 t auf chilenische und knapp 4000 t auf australische Minen.

Zur Gewinnung von metallischem Lithium wird das Lithiumcarbonat zunächst mit Salzsäure umgesetzt. Dabei entstehen Kohlenstoffdioxid, das als Gas entweicht, und gelöstes Lithiumchlorid. Diese Lösung wird im Vakuumverdampfer eingeengt, bis das Chlorid auskristallisiert:

Die Geräte für die Lithiumchlorid-Gewinnung müssen aus Spezialstählen oder Nickel sein, da die Salzlauge sehr korrosiv wirkt. Metallisches Lithium wird durch Schmelzflusselektrolyse eines bei 352 °C schmelzenden eutektischen Gemisches aus 52 Gewichts-% Lithiumchlorid und 48 Gewichts-% Kaliumchlorid hergestellt:

beziehungsweise:

.

Das flüssige Lithium sammelt sich an der Elektrolytoberfläche und kann so relativ einfach aus der Elektrolysezelle ausgeschleust werden. Es ist ebenfalls möglich, Lithium per Elektrolyse von Lithiumchlorid in Pyridin zu gewinnen. Diese Methode eignet sich besonders gut im Labormaßstab.

Eigenschaften

Physikalische Eigenschaften

Lithium ist ein silberweißes, weiches Leichtmetall. Es ist bei Raumtemperatur das leichteste aller festen Elemente (Dichte 0,534 g/cm^3[7]). Nur fester Wasserstoff bei −260 °C ist mit einer Dichte von 0,0763 g/cm^3[7] noch leichter. Lithium kristallisiert – wie die anderen Alkalimetalle – in einer kubisch-raumzentrierten Kugelpackung. Lithium hat unter den Alkalimetallen den höchsten Schmelz- und Siedepunkt sowie die größte spezifische Wärmekapazität. Lithium besitzt zwar die größte Härte aller Alkalimetalle, lässt sich bei einer Mohs-Härte von 0,6 ^[8] dennoch mit dem Messer schneiden. Als typisches Metall ist es ein guter Strom- (Leitfähigkeit: etwa 18 % von Kupfer^[3]) und Wärmeleiter.

Das Lithium-Ion weist mit −520 kJ/mol^[9] die höchste Hydratationsenthalpie aller Alkalimetallionen auf. Dadurch ist es in Wasser vollständig hydratisiert und zieht die Wassermoleküle stark an. Das Lithiumion bildet zwei Hydrathüllen, eine innere mit vier Wassermolekülen, die sehr stark über ihre Sauerstoffatome an das Lithiumion gebunden sind, und eine äußeren Hülle, in der über Wasserstoffbrücken weitere Wassermoleküle mit dem Li[H₂O]₄⁺-Ion verbunden sind. Dadurch ist der Ionenradius des hydratisierten Ions sehr groß, sogar größer als diejenigen der schweren Alkalimetalle Rubidium und Caesium, die in wässriger Lösung keine derart stark gebundenen Hydrathüllen aufweisen.

Als Gas kommt Lithium nicht nur in einzelnen Atomen, sondern auch molekular als Dilitihum Li₂ vor. Das einbindige Lithium erreicht dadurch ein volles s-Orbital und somit eine energetisch günstige Situation. Dilithium hat eine Bindungslänge von 267,3 pm und eine Bindungsenergie von 101 kJ/mol.^[10] Im gasförmigen Zustand liegt etwa 1 % (nach Masse) des Lithiums als Dilithium vor. Vorlage:Absatz-L

Chemische Eigenschaften

Lithium ist - wie alle Alkalimetalle - sehr reaktiv und reagiert bereitwillig mit sehr vielen Elementen unter Wärmeabgabe. Unter den Alkalimetallen ist es allerdings das reaktionsträgste. Eine Besonderheit, die Lithium von den anderen Alkalimetallen unterscheidet, ist seine Reaktion mit molekularem Stickstoff zu Lithiumnitrid, die bereits bei Raumtemperatur langsam stattfindet:

.

Dies wird durch die hohe Ladungsdichte des Li⁺-Ions und damit durch eine hohe Gitterenergie des Lithiumnitrids ermöglicht. Lithium hat mit −3,04 V^[11] das niedrigste Normalpotential im Periodensystem und ist somit das unedelste aller Elemente.

Wie alle Alkalimetalle wird Lithium unter Petroleum oder Paraffinöl aufbewahrt, da es sonst mit dem in der Luft enthaltenen Sauerstoff oder Stickstoff reagiert.

Da die Ionenradien von Li⁺- und Mg²⁺-Ionen vergleichbar groß sind, gibt es auch Ähnlichkeiten in den Eigenschaften von Lithium beziehungsweise Lithiumverbindungen und Magnesium oder Magnesiumverbindungen. Diese Ähnlichkeit in den Eigenschaften zweier Elemente aus benachbarten Gruppen des Periodensystems ist als Schrägbeziehung im Periodensystem bekannt. So bildet Lithium, im Gegensatz zu Natrium, viele metallorganische Verbindungen, wie Butyllithium oder Methyllithium. Die gleiche Beziehung besteht auch zwischen Beryllium und Aluminium, sowie Bor und Silicium.

Isotope

In der Natur kommen die beiden stabilen Isotope ⁶Li (7,6 %) und ⁷Li (92,4 %) vor. Daneben sind instabile Isotope, beginnend bei ⁴Li über ⁸Li bis ¹²Li, bekannt, die nur künstlich herstellbar sind. Ihre Halbwertszeiten liegen alle im Millisekundenbereich.^[12]

Wird das Isotop ⁶Li auf eine Temperatur unterhalb des Lambdapunktes, also nahe dem absoluten Nullpunkt abgekühlt, ändert sich sein Aggregatzustand zu suprafluid. Es gehört daher zur sehr kleinen Gruppe der Elemente, bei denen man das Phänomen des zweiten Schalls beobachten kann, welches unter anderem den Wärmetransport im Medium entscheidend verändert.

Auch spielt ⁶Li eine wichtige Rolle bei der Kernfusion. Es dient sowohl im Kernfusionsreaktor als auch in der Wasserstoffbombe als Ausgangsmaterial für die Erzeugung von Tritium, was für die energieliefernde Fusion mit Deuterium benötigt wird. Tritium entsteht im Blanket des Fusionsreaktors oder in der Wasserstoffbombe neben Helium durch Beschuss von ⁶Li mit Neutronen, die bei der Fusion anfallen.

⁷Li ist dafür nicht geeignet, da man hier für den Zerfall in Tritium und Helium Energie bräuchte (2,47 MeV^[13]), die dann für die eigentliche Fusion nicht mehr zur Verfügung steht. Aus diesem Grund wird das Isotop ⁶Li bei der Lithiumgewinnung abgetrennt, so dass Lithium im Handel fast nur aus „abgereichertem“ ⁷Li besteht.^[14]

Das Lithiumisotop ⁷Li entsteht in geringen Mengen in Kernkraftwerken durch eine Kernreaktion des Borisotops ¹⁰B mit Neutronen.^[15]

Siehe auch: Liste der Lithium-Isotope

Verwendung

Ein großer Teil des produzierten Lithiumcarbonates wird nicht zum Metall reduziert, sondern entweder direkt als Lithiumcarbonat eingesetzt oder zu anderen Verbindungen umgesetzt. Aber auch das Metall wird in einigen Anwendungen benötigt. Die wichtigsten Verwendungszwecke von Lithiumverbindungen findet man im Abschnitt „Verbindungen“.

Metall

Ein Teil des produzierten Lithiummetalls wird für die Gewinnung von Lithiumverbindungen verwendet, die nicht direkt aus Lithiumcarbonat hergestellt werden können. Dies sind in erster Linie organische Lithiumverbindungen wie Butyllithium, Lithium-Wasserstoff-Verbindungen wie Lithiumhydrid (LiH) oder Lithiumaluminiumhydrid sowie Lithiumamid.

Lithium wird wegen seiner Fähigkeit, direkt mit Stickstoff zu reagieren, zu dessen Entfernung aus Gasen verwendet.

Metallisches Lithium ist ein sehr starkes Reduktionsmittel; es reduziert viele Stoffe, die mit anderen Reduktionsmitteln nicht reagieren. Daher wird es in der Metallurgie zur Entschwefelung, Desoxidation und Entkohlung von Metallschmelzen eingesetzt.

Da Lithium ein sehr niedriges Normalpotential besitzt, kann es in Batterien als Anode verwendet werden. Batterien mit Lithiumanoden haben eine hohe Energiedichte und können eine besonders hohe Spannung erzeugen. Nicht zu verwechseln sind diese Batterien mit Lithium-Ionen-Akkus, bei denen Lithiummetalloxide wie Lithiumcobaltoxid als Kathode und Graphit oder andere Lithiumionen einlagernde Verbindungen als Anode geschaltet sind.^[16]

Legierungsbestandteil

Lithium wird mit einigen Metallen legiert, um deren Eigenschaften zu verbessern. Oft reichen dafür schon geringe Mengen Lithium aus. Lithium verbessert als Beimischung bei vielen Stoffen die Zugfestigkeit, Härte und Elastizität. Ein Beispiel für Lithiumlegierungen sind Bahnmetall, eine Bleilegierung mit circa 0,04 % Lithium, die als Lagermaterial in Eisenbahnen verwendet wird. Auch bei Magnesium- und Aluminiumlegierungen werden die mechanischen Eigenschaften durch Zusatz von Lithium verbessert. Gleichzeitig sind Lithiumlegierungen sehr leicht und werden deshalb viel in der Luft- und Raumfahrttechnik verwendet, in der dadurch Gewicht eingespart wird.

Forschung (Atomphysik)

In der Atomphysik wird Lithium gerne verwendet, da es als einziges Alkalimetall ein stabiles fermionisches Isotop besitzt, weshalb es sich zur Erforschung der Effekte in ultrakalten fermionischen Quantengasen eignet (siehe BCS-Theorie). Gleichzeitig weist es eine sehr breite Feshbach-Resonanz auf, die es ermöglicht, die Streulänge zwischen den Atomen nach Belieben einzustellen, wobei die Magnetfelder aufgrund der Breite der Resonanz nicht besonders präzise gehalten werden müssen.

Medizin

Bereits 1850 wurde Lithium in der westlichen Medizin als Mittel gegen Gicht erstmals eingesetzt. Es erwies sich jedoch als unwirksam. Auch andere Ansätze zur medizinischen Anwendung von Lithiumsalzen, so unter anderem als Mittel gegen Infektionskrankheiten, blieben erfolglos. Erst 1949 beschrieb der australische Psychiater John Cade ein mögliches Anwendungsgebiet für Lithiumsalze. Er hatte Meerschweinchen verschiedene chemische Verbindungen, darunter auch Lithiumsalze, injiziert, woraufhin diese weniger stark auf äußerliche Reize reagierten, ruhiger, aber nicht schläfrig wurden.^[17] Nach einem Selbstversuch von Cade wurde 1952–1954 die Verwendung von Lithiumcarbonat als Medikament zur Behandlung depressiver, schizophrener und manischer Patienten in einer Doppelblindstudie am Pyschiatrischen Krankenhaus in Risskov (Dänemark) untersucht.^[18] Damit war der Grundstein für die Lithiumtherapie gelegt. Bei dieser wird Lithium in Form von Salzen, wie dem Lithiumcarbonat, gegen bipolare Affektstörungen, Manie, Depression und Cluster-Kopfschmerz eingesetzt.^[6] Die Wirkungsweise ist noch nicht genau bekannt. Derzeit werden insbesondere die Beeinflussung des Inositol-Stoffwechsels durch Hemmung der Inositolmonophosphatase und die Hemmung der Glykogensynthasekinase-3 (GSK-3) in Nervenzellen als mögliche Mechanismen diskutiert^[19]. Die antidepressive Wirkung von Lithium beruht wahrscheinlich ebenfalls auf einer Verstärkung der serotonergen Neurotransmission, also einer erhöhten Ausschüttung von Serotonin in den Synapsen, während die antimanische Wirkung mit einer Hemmung dopaminerger Rezeptoren erklärt wird.^[20][21] Eine sehr interessante Auswirkung von Lithiumsalzen auf den Menschen ist die wohl damit zusammenhängende Veränderung des Zeitgefühls („innere Uhr“). Andere serotonerge Substanzen wie LSD, Meskalin und Psilocybin zeigen ebenfalls Auswirkungen auf das Zeitempfinden.^[22]

Nachweis

Lithiumverbindungen zeigen eine leuchtend rote Flammenfärbung, die charakteristischen Spektrallinien liegen als Hauptlinien bei 670,776 und 670,791 nm; kleinere Linien liegen bei 610,3 nm.^[23] Darüber kann Lithium mit Hilfe der Flammenphotometrie nachgewiesen werden.

Ein quantitativer Nachweis mit nasschemischen Methoden ist schwierig, da die meisten Lithiumsalze leicht löslich sind. Eine Möglichkeit besteht über das Ausfällen schwerlöslichen Lithiumphosphats. Dazu wird die zu untersuchende Probe zum Beispiel mit Natronlauge alkalisch gemacht und mit etwas Dinatriumhydrogenphosphat Na₂HPO₄ versetzt. Beim Erhitzen fällt bei Anwesenheit von Li⁺ ein weißer Niederschlag aus:

Gefahrenhinweise

Lithium entzündet sich an der Luft im flüssigen Zustand und als Metallstaub bereits bei Normaltemperatur.^[24] Bei höheren Temperaturen ab 190 °C wird bei Kontakt mit Luft sofort überwiegend Lithiumoxid gebildet. In reinem Sauerstoff entzündet sich Lithium ab etwa 100 °C. In einer reinen Stickstoffatmosphäre reagiert Lithium erst bei höheren Temperaturen zu Lithiumnitrid.

Beim Kontakt mit sauerstoff- oder halogenhaltigen Substanzen kann Lithium explosionsartig reagieren.

Metallisches Lithium verursacht Schäden durch Verbrennungen oder Alkali-Verätzungen, weil es mit Wasser unter starker Wärmeabgabe Lithiumhydroxid bildet^[24]; dafür genügt schon die Hautfeuchtigkeit.

Lithiumverbindungen

Lithium ist sehr reaktiv und bildet mit den meisten Nichtmetallen Verbindungen, in denen es immer in der Oxidationsstufe +I vorliegt. Diese sind in der Regel ionisch aufgebaut, haben aber im Gegensatz zu Verbindungen anderer Alkalimetalle einen hohen kovalenten Anteil. Das zeigt sich unter anderem darin, dass viele Lithiumsalze – im Gegensatz zu den entsprechenden Natrium- oder Kaliumsalzen – gut in organischen Lösungsmitteln wie Aceton oder Ethanol löslich sind. Es existieren auch kovalente organische Lithiumverbindungen. Viele Lithiumverbindungen ähneln in ihren Eigenschaften auf Grund der ähnlichen Ionenradien den entsprechenden Magnesiumverbindungen (Schrägbeziehung im Periodensystem).

Wasserstoffverbindungen

Wasserstoff bildet mit Lithium Hydride. Die einfachste Lithium-Wasserstoff-Verbindung Lithiumhydrid LiH entsteht aus den Elementen bei 600-700 °C. Es wird als Raketentreibstoff und zur schnellen Gewinnung von Wasserstoff, beispielsweise zum Aufblasen von Rettungswesten^[3], verwendet. Es exisitieren auch komplexere Hydride wie Lithiumaluminiumhydrid LiAlH₄. Letzteres hat in der organischen Chemie als selektiver Wasserstoffspender etwa zur Reduktion von Carbonyl- und Nitroverbindungen eine große Bedeutung.

Für die Erforschung der Kernfusion spielen Lithiumdeuterid (LiD) und Lithiumtritid (LiT) eine wichtige Rolle. Da reines Lithiumdeuterid die Energie der Wasserstoffbombe herabsetzt, wird dafür ein Gemisch aus LiD und LiT eingesetzt. Diese festen Substanzen sind leichter zu handhaben als Tritium mit seiner großen Effusionsgeschwindigkeit.

Sauerstoffverbindungen

Mit Sauerstoff bildet Lithium sowohl Lithiumoxid Li₂O als auch Lithiumperoxid Li₂O₂.

Wenn Lithium mit Wasser reagiert, bildet sich Lithiumhydroxid, eine starke Base. Aus Lithiumhydroxid werden Lithiumfette hergestellt, die als Schmierfette für Autos verwendet werden. Da Lithiumhydroxid auch Kohlenstoffdioxid bindet, dient es in U-Booten zur Regenerierung der Luft.

Weitere Lithiumverbindungen

Lithium bildet mit den Halogeniden Salze der Form LiX. Dies sind Lithiumfluorid, Lithiumbromid, Lithiumchlorid und Lithiumiodid. Da Lithiumchlorid sehr hygroskopisch ist, wird es – außer als Ausgangsmaterial für die Lithiumgewinnung – auch als Trockenmittel eingesetzt. Die technisch wichtigste Lithiumverbindung ist das schwerlösliche Lithiumcarbonat. Es dient zur Gewinnung der meisten anderen Lithiumverbindungen und wird in der Glasindustrie und bei der Herstellung von Email als Flussmittel eingesetzt. Auch in der Aluminiumherstellung wird es zur Verbesserung von Leitfähigkeit und Viskosität der Schmelze zugesetzt.

Weitere Lithiumsalze sind:

• Lithiumperchlorat,
• Lithiumnitrat, wird mit Kaliumnitrat in der Gummiindustrie für die Vulkanisation verwendet,
• Lithiumnitrid, entsteht bei der Reaktion von Lithium mit Stickstoff,
• Lithiumniobat, ist in einem großen Wellenlängenbereich transparent und wird in der Optik und für Laser verwendet,
• Lithiumamid, ist eine starke Base und entsteht bei der Reaktion von Lithium mit flüssigem Ammoniak.

Organische Lithiumverbindungen

Im Gegensatz zu den meisten anderen Alkalimetallorganylen besitzen Lithiumorganyle eine beachtliche Rolle insbesondere in der organischen Chemie. Von besonderer Bedeutung sind n-Butyllithium, tert-Butyllithium, Methyllithium und Phenyllithium, die in Form ihrer Lösungen in Pentan, Hexan, Cyclohexan beziehungsweise gegebenenfalls Diethylether auch kommerziell verfügbar sind. Man kann sie durch direkte Umsetzung metallischen Lithiums mit Alkyl-/Arylhalogeniden gemäß

oder durch Transmetallierung zum Beispiel aus Quecksilberorganylen gemäß

herstellen.

Auf Grund des deutlich kovalenten Charakters ist die Struktur von Lithiumorganylen nur selten durch eine einfache Li-C-Bindung zu beschreiben. Es liegen meist komplexe Strukturen, aufgebaut aus dimeren, tetrameren oder hexameren Einheiten, beziehungsweise polymere Strukturen vor. Lithiumorganyle sind hochreaktive Verbindungen, die sich an der Luft teilweise von selbst entzünden. Mit Wasser reagieren sie explosionsartig. In Folge ihrer extremen Basizität reagieren sie auch mit Lösungsmitteln, deren gebundener Wasserstoff kaum acide ist, wie etwa THF, was die Wahl geeigneter Lösungsmittel stark einschränkt. Reaktionen mit ihnen sind nur unter Schutzgas und in getrockneten Lösungsmitteln möglich. Daher ist im Umgang mit ihnen eine gewisse Erfahrung erforderlich und große Vorsicht geboten.

Eine weitere Gruppe organischer Lithiumderivate sind die Lithiumamide des Typs LiNR₂, von denen insbesondere Lithiumdiisopropylamid (LDA) und Lithium-bis(trimethylsilyl)amid (LiHMDS, siehe auch HMDS) als starke Basen ohne nukleophile Aktivität Verwendung finden.

Lithiumorganyle finden vielseitige Verwendung, so als Initiatoren für die anionische Polymerisation von Olefinen, als Metallierungs-, Deprotonierungs- oder Alkylierungsmittel.

Von gewisser Bedeutung sind die so genannten Gilman-Cuprate des Typs R₂CuLi.

Referenzen

Die Werte der atomaren und physikalischen Eigenschaften (Infobox) sind aus www.webelements.com (Lithium) entnommen.

1. ↑ ^{a b c d e f} M. Hesse, H. Meier, B. Zeeh: Spektroskopische Methoden in der organischen Chemie Thieme, 2002
2. ↑ C. Elschenbroich: Organometallchemie. 5. Auflage. Teubner, 2005 (S. 16)
3. ↑ ^{a b c} dtv-Atlas Chemie. Band 1. dtv, 2000
4. ↑ www.wissenschaft.de: Wo das ganze Lithium geblieben ist – Beobachtung eines fernen Sternsystems bringt die Lösung eines kosmologischen Rätsels
5. ↑ Über braune Zwerge
6. ↑ ^{a b} Lithium bei USGS Mineral Resources
7. ↑ ^{a b} Holleman, Wiberg:Lehrbuch der Anorganischen Chemie, 91.–100. Auflage, de Gruyter, Berlin, 1985. ISBN 3-11-007511-3 (S.928–931)
8. ↑ Lithium bei webelements.com, physikalische Eigenschaften
9. ↑ M. Binnewies: Allgemeine und Anorganische Chemie, 1. Auflage, Spektrum Verlag, 2006 (S. 328)
10. ↑ Mark J. Winter: Chemical Bonding. Oxford University Press, 1994, ISBN-10 0-19-855694-2
11. ↑ M.Binnewies:Allgemeine und Anorganische Chemie, 1. Auflage, Spektrum Verlag, 2006 (S. 241)
12. ↑ The Nubase evaluation of nuclear and decay properties (PDF, englisch)
13. ↑ Lexikon der Kernenergie (Forschungszentrum Karlsruhe), S. 60) (PDF, 207 Seiten)
14. ↑ http://www.bernd-leitenberger.de/abc-waffen.shtml
15. ↑ Kernenergie-Basiswissen (PDF), S. 39
16. ↑ Skript über Batterien der TU Graz (PDF)
17. ↑ J. Cade: Lithium salts in the treatment of psychotic excitement. In: Med. J. Australia, 1949, 36, S. 349
18. ↑ M. Schou: Lithiumbehandlung der manisch-depressiven Krankheit. Thieme, 2001, ISBN: 3135933040
19. ↑ R. Williams, W. J. Ryves, E. C. Dalton, B. Eickholt, G. Shaltiel, G. Agam, A. J. Harwood: A molecular cell biology of lithium. In: Biochem. Soc. Trans. 32. S. 799–802 (2004)
20. ↑ Psychopharmaka-Therapie
21. ↑ B.Woggon: Behandlung mit Psyhopharmaka. Huber, Bern 1998, S. 77-84
22. ↑ Übersicht Halluzinogene
23. ↑ Übersicht über alle Spektrallinien
24. ↑ ^{a b} BGIA Gestis Stoffdatenbank

Literatur

• Jürgen Deberitz, Gernot Boche: Lithium und seine Verbindungen – Industrielle, medizinische und wissenschaftliche Bedeutung. In: Chemie in unserer Zeit 37(4). S. 258–266 (2003), ISSN 0009-2851
• Holleman-Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie 91.–100. Auflage, de Gruyter, Berlin 1985, ISBN 3-11-007511-3.
• Hans Breuer: dtv-Atlas Chemie, Band 1. 9. Auflage. dtv, 2000, ISBN 3-423-03217-0
• M. Binnewies: Allgemeine und Anorganische Chemie. 1. Auflage. Spektrum, 2004, ISBN 3-8274-0208-5
• N. N. Greenwood, A. Earnshaw: Chemie der Elemente. 1. Auflage. VCH Verlagsgesellschaft, 1988, ISBN-3-527-26169-9

Weblinks

• Zusammenfassung über Alkalimetalle von wiley-vch (PDF)
• Los Alamos National Laboratory – Lithium (englisch)
• WebElements.com – Lithium (englisch)
• EnvironmentalChemistry.com – Lithium (englisch)
• Weitere Informationen zu Lithiumisotopen