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[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[2]。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”。
目录
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- 1 发现
- 2 存在与分布
- 3 性质与状态
- 3.1 物理性质
- 3.2 化学性质
- 3.3 同位素与核性质
- 4 制备
- 4.1 锂矿的提取法
- 4.1.1 硫酸盐法
- 4.1.2 石灰法
- 4.1.3 硫酸法
- 4.1.4 天然卤水的提取
- 4.2 金属锂的制备
- 4.2.1 电解法
- 4.2.2 热还原法
- 4.1 锂矿的提取法
- 5 用途
- 5.1 合成原料
- 5.2 还原剂
- 5.3 催化剂
- 5.4 电池工业
- 5.5 合金
- 5.6 其他用途
- 6 参见
- 7 註釋
- 8 參考文獻
- 9 外部链接
[编辑] 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。
1918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[2]。
[编辑] 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于种，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。
[编辑] 性质与状态
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。
[编辑] 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[3]，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[4]。
[编辑] 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。锂还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。（[5]）
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[6]。
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，浓硫酸仅与锂缓慢反应。
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。
[编辑] 同位素与核性质
主条目：锂的同位素
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，已得到锂的四种放射性同位素5Li、8Li、9Li、11Li。他们的衰变方式如下[7]：
锂的同位素可以发生下列反应，放出热量：
也可以用来制作氚：
[编辑] 制备
[编辑] 锂矿的提取法
[编辑] 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(SO3)2 + K2SO4 = Li2SO4 + 2KAl(SO3)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。
[编辑] 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：
- 适用性强，能够分解几乎所有的锂矿石。
- 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：
- 要求精矿中含锂量很高，因为在烧结时会使精矿贫化。
- 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。
[编辑] 硫酸法
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%[4]。
[编辑] 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。
[编辑] 金属锂的制备
[编辑] 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[8]，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− →Li2Cl−+2e− →Cl2
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。
[编辑] 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。
[编辑] 用途
[编辑] 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
[编辑] 还原剂
主条目：Birch还原
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。
[编辑] 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。
[编辑] 电池工业
因为锂的原子量很小，只有3，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[2]。
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
[编辑] 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[9]。
[编辑] 其他用途
用鋰作為燃料發射的魚雷
锂还能用于：
- 原子能工业中制造核反应堆的载热剂
- 制造特种合金、特种玻璃等
- 作冶金工业中的脱氧剂，脱硫剂和脱泡剂
- 作為燃料，可發射魚雷等武器
[编辑] 参见
- 元素
- 元素周期表
- 同位素列表
- 碱金属
註釋
- ^ J.L.Dye J.Chem.Educ., 54(6) 332(1977)
- ^ 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
- ^ “Gmelins Handbueh der anorganische Chemie”, Lithium Ergazungs. band. System-Nummor 20. Verlag Chemie 1960
- ^ 4.0 4.1 4.2 奥斯特罗什科等 曾华珗译《理的化学与工艺学》北京：中国工业出版社1965年
- ^ 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
- ^ M.M.Markowitz, D.A.Boryta, J.Chem.Eng.Data., 1962(7) 586
- ^ 核素图编制组《核素图》北京：原子能出版社1976年
- ^ M.E.Weeks, J.Chem.Educ., 33, 487(1956)
- ^ J.E.Enderby. Can.J.Chem., 55(11), 1961(1977)
引用出處：
http://zh.wikipedia.org/zh/%E9%94%82
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