Lítium: Rozdiel medzi revíziami

Pridaných 5 974 bajtov ,  pred 5 mesiacmi
d
Verzia používateľa Cukmamn (diskusia) bola vrátená, bola obnovená verzia od J ansari
Značky: Vizuálny editor možný vandalizmus
d (Verzia používateľa Cukmamn (diskusia) bola vrátená, bola obnovená verzia od J ansari)
Značka: rollback
}}
 
'''Lítium''' (lat. ''lithium'', gr. ''lithos'' = kameň) je [[chemický prvok]] v [[Periodická tabuľka|Periodickej tabuľke prvkov]], ktorý má značku Li a [[protónové číslo]] 3. Ide o veľmi ľahký a mäkký kov, ktorý sa mnohými chemickými vlastnosťami podobá na [[horčík]] (diagonálna podobnosť). S teplou vodou reaguje len pozvoľna na hydroxid, pričom sa uvoľňuje [[vodík]]. S [[kyslík]]om dáva [[oxid]] a s [[dusík]]om [[nitrid]] rovnako ako [[horčík]]. V prírode sa vyskytuje iba vo forme zlúčenín.
== beriem to ako osobný súboj ==
 
Zo skupiny alkalických kovov je lítium najmenej reaktívny prvok a zároveň vytvára najmenej iónové zlúčeniny spomedzi alkalických kovov. Je to spôsobené malým polomerom Li<sup>+</sup>, vďaka čomu má silné polarizačné účinky na [[anión]], čo je nepriaznivé pre vznik iónovej väzby. Elementárne kovové lítium možno dlhodobo skladovať napr. prekryté vrstvou alifatických uhľovodíkov ako [[petrolej]] alebo [[nafta]], s ktorými nereaguje. Soli lítia sfarbujú plameň karmínovo červeno.
 
== História ==
Lítium bolo objavené v roku [[1817]] švédskym chemikom [[Johan August Arfwedson|Johannom Arfvedsonom]] v aluminosilikátových horninách na báze [[lepidolit]]u. Všimol si, že zlúčeniny neznámeho prvku sú podobné zlúčeninám [[sodík]]a a [[draslík]]a, ale [[uhličitan]] a [[hydroxid]] sú vo vode podstatne menej rozpustné.
 
Lítium bolo po prvýkrát izolované z doštičkového silikátového minerálu [[petalit]]u LiAlSi<sub>4</sub>O<sub>10</sub> a Arfvedson taktiež ukázal, že je prítomné v [[Skupina pyroxénu|pyroxénovom]] silikáte [[spodumen]]e LiAlSi<sub>2</sub>O<sub>6</sub> a v [[Skupina sľudy|sľude]] [[lepidolit]], ktorý má približné zloženie K<sub>2</sub>Li<sub>3</sub>Al<sub>4</sub>Si<sub>7</sub>O<sub>21</sub>(OH, F)<sub>3</sub>. Pre nový prvok zvolil názov lítium (grécky litos = kameň) ako opak k rastlinnému pôvodu sodíka a draslíka. Kov izoloval Davy z roztaveného Li<sub>2</sub>O roku 1818.
 
== Zlúčeniny a výskyt v prírode ==
Vďaka svojej veľkej reaktivite sa v prírode stretávame prakticky iba so zlúčeninami lítia. Vo všetkých svojich zlúčeninách sa vyskytuje iba s mocenstvom Li<sup>+</sup>.
 
V zemskej kôre sa lítium vyskytuje v množstve 20 - 60 mg/kg, morská voda vykazuje priemerný obsah lítia 0,18 mg Li/l. Vo [[vesmír]]e patrí lítium medzi vzácne prvky, na jeden jeho atóm pripadá približne 1 miliarda atómov [[vodík]]a.
 
S [[kyslík]]om vytvára [[oxid lítny]] (Li<sub>2</sub>)O, ktorý s vodou vytvára silne alkalicky reagujúci [[hydroxid lítny]] (LiOH). Reakcia kovového lítia s vodou je v porovnaní s ostatnými alkalickými kovmi miernejšia. Okrem spomenutého hydroxidu lítneho pri nej dochádza k uvoľneniu plynného [[vodík]]a.
 
Halogenidy lítia ako [[chlorid lítny]] (LiCl) a [[bromid lítny]] (LiBr) majú silno hygroskopické vlastnosti a používajú sa preto ako náplň [[exsikátor]]ov. Naopak [[fluorid lítny]] (LiF) je zlúčenina iba veľmi slabo rozpustná vo vode.
 
S [[dusík]]om a za zvýšenej teploty reaguje lítium veľmi dobre za vzniku [[nitrid lítny|nitridu lítneho]] (Li<sub>3</sub>N). Uvedená reakcia sa využíva na odstraňovanie dusíka z niektorých plynov.
 
S [[vodík]]om lítium vytvára stály [[hydrid lítny]] (LiH). Oveľa používanejšou zlúčeninou je však [[borohydrid lítny]] (LiBH<sub>4</sub>), ktorý pri styku s [[kyselina]]mi uvoľňuje atomárny vodík a nachádza tak využitie ako hydrogenačné a veľmi účinné redukčné činidlo.
 
V prírode sa lítium vyskytuje v neveľkom množstve ako prímes rôznych hornín, najznámejšie minerály obsahujúce lítium sú [[aluminosilikát]]y [[lepidolit]] a [[spodumen]]. Soli lítia sú zastúpené aj v morskej vode a niektorých minerálnych vodách.
 
== Výroba a využitie ==
Väčšina lítiových rúd obsahuje 1 až 3 percentá Li a tento obsah sa flotáciou zvyšuje na 4 až 6 percent Li. Pri výrobe lítia sa vychádza z spodumenu LiAlSi2O6, ktorý sa zohrieva na približne 1 100° C, aby sa zmenila modifikácia alfa na menej hustú a drobivejšiu modifikáciu beta, ktorá sa premýva kyselinou sírovou pri 250 stupňoch Celzia a z výluhu sa získa LiSO4.H2O. Ďalším postupom s Na2CO3 a HCl dostaneme Li2CO3 (nerozpustný) a LiCl. Chlorid lítny môžeme tiež získať kalcináciou premytej rudy vápencom (CaCO3) pri 1 000 stupňoch Celzia.
Kovové lítium sa najjednoduchšie pripravuje elektrolýzou roztaveného chloridu lítneho.
 
: [[katóda]]: Li<sup>+*</sup> + e<sup>−</sup> → Li<sup>*</sup>
: [[anóda]]: Cl<sup>−*</sup> → ½&nbsp;Cl<sub>2 (''g'')</sub> + e<sup>−</sup>
 
Elementárne lítium sa uplatňuje v [[jadrová energetika|jadrovej energetike]], kde v niektorých typoch reaktorov roztavené lítium slúži na odvod tepla z reaktoru.
 
V súčasnosti patria lítiové [[galvanický článok|články]] a [[akumulátor]]y k veľmi perspektívnym prostriedkom pre dlhodobejšie uchovanie elektrickej energie a ich využitie v elektronike stále rastie.
 
Rozpustné soli lítia (uhličitan, octan, síran, citrát) sa používajú v psychiatrii ako účinná látka liekov, tlmiacich mánie (manické fázy bipolárnych porúch) a stabilizujúcich patologické nálady (viď [[Tymoprofylaktikum|tymoprofylaktiká]], [[psychofarmakum]]).
 
Lítium je prísada na výrobu špeciálnych [[sklo|skiel]] a [[keramika|keramiky]], predovšetkým na použitie v jadrovej energetike, ale aj na konštrukciu hvezdárskych [[teleskop]]ov.
 
Pomerne slabé hygroskopické vlastnosti a nízka relatívna hmotnosť hydroxidu lítneho sa využíva na pohlcovanie [[Oxid uhličitý|oxidu uhličitého]] z vydýchaného vzduchu v ponorkách a kozmických lodiach.
 
Zliatiny lítia s [[hliník]]om, [[kadmium|kadmiom]], [[meď]]ou a [[mangán]]om sú veľmi ľahké a súčasne mechanicky odolné a používajú sa pri konštrukcii leteckých súčiastok.
 
== Iné projekty ==
{{Projekt|commonscat=Lithium|wikt=lítium}}