Lithium
Uit Wikipedia, de vrije encyclopedie
Lithium is een scheikundig element met symbool Li en atoomnummer 3. Het is een zilverwit alkalimetaal.
Inhoud |
[bewerk] Ontdekking
Lithium werd in 1817 ontdekt door Johan Arfwedson. De naam is afgeleid van het Griekse λιθος (lithos) dat 'steen' betekent. Arfwedson ontdekte het element tijdens het onderzoeken van mineralen die afkomstig waren van het Zweedse eiland Utö. Christian Gmelin observeerde in 1818 dat lithiumzouten in een vlam een heldere rode kleur gaven. Geen van beide heren was echter in staat lithium te isoleren. De eerste isolatie van lithium gebeurde tijdens de elektrolyse van lithiumoxide door Humphry Davy. In 1923 werd lithium voor het eerst op grote schaal geproduceerd door het Duitse bedrijf Metallgesellschaft AG, waar men lithium verkreeg door middel van elektrolyse van een mengsel van lithiumchloride en kaliumchloride.
[bewerk] Toepassingen
Lithium wordt toegepast in oplossingen voor warmteuitwisseling. Het heeft een grote specifieke warmte. Het Li+ ion is bijzonder klein en mobiel. Er zijn enkele vaste stoffen met een gelaagde structuur waar het tussen de lagen kan indringen. Deze interkalaten zijn interessante materialen voor droge batterijen. Bovendien heeft lithium een hoog elektrochemisch potentiaal. Het metaal wordt gebruikt in de organische synthese. De halogeniden zoals lithiumchloride en lithiumbromide zijn hygroscopisch en worden als droogmiddelen gebruikt. Het stearaat is een veelgebruikt smeermiddel bij hoge temperaturen. Lithium wordt ook toegevoegd aan speciale glassoorten, zoals glas voor telescoopspiegels. Lithiumcarbonaat en lithiumcitraat worden als medicijn gebruikt bij de onderdrukking van manie en depressie; het kan ook als drug dienen. In de volksmond worden deze medicijnen slechts aangeduid met de naam van de werkzame component (het Li+ ion) "Lithium".
[bewerk] Opmerkelijke eigenschappen
Lithium is het lichtste metaal. In pure vorm is het een zacht zilverachtig materiaal dat aan de lucht snel oxideert. Ook met water reageert het snel onder vrijkomen van waterstof, hoewel het het minst reactieve element van de alkalimetalen is. In de vlam geeft het een rode kleur. De reactiviteit wordt wel gebruikt als energiebron voor het aandrijven van een torpedo.
Het metaal kan uit zijn zouten vrijgemaakt worden langs elektrochemische weg, via elektrolyse van bijvoorbeeld het chloride:
Lithium is een metaal met een dichtheid van slechts de helft van die van water, maar omdat het zo reactief en zacht is kan het niet als constructiemateriaal gebruikt worden. Als zodanig wordt het dan ook niet veel toegepast.
[bewerk] Verschijning
Het element komt in bepaalde rotssoorten voor en in het water van vele bronnen. Ook de mineralen lepidoliet, spodumeen, petaliet en amblygoniet zijn lithiumhoudende verbindingen. In de Verenigde Staten wordt het gewonnen uit de pekel uit het Searles zoutmeer. Lithium komt ook voor in sterren. Het is namelijk al sinds de oerknal aanwezig in het heelal ontstaan bij oerknal-nucleosynthese.
[bewerk] Isotopen
| Meest stabiele isotopen | |||||
|---|---|---|---|---|---|
| Iso | RA (%) | Halveringstijd | VV | VE (MeV) | VP |
| 6Li | 7,5 | stabiel met 3 neutronen | |||
| 7Li | 92,5 | stabiel met 4 neutronen | |||
| 8Li | Syn | 0,844 | ß- | 12,0 | 8Be |
Er zijn twee natuurlijke stabiele isotopen 6Li(7,5%) en 7Li (92,5%). De isotoopverhouding is op aarde aan plaatselijke schommelingen onderhevig omdat bij een aantal geologische processen de uitwisseling van het ene isotoop gemakkelijker is dan het andere. Zo ontstaat fractionering. In bijvoorbeeld mineralen kan Li+ de oktaëdrische plaats van magnesium en ijzer overnemen, 6Li doet dat met groter gemak dan 7Li.
Lithium, meer precies het isotoop 7Li, werd al in de oerknal (big bang) aangemaakt, de zwaardere elementen stammen van nucleosynthese in de later gevormde sterren.
[bewerk] Toxicologie en veiligheid
Hoewel oplossingen van lithium niet bijzonder giftig zijn, moet het vanwege zijn medische effecten toch met voorzichtigheid behandeld worden. Het metaal is brandbaar en kan in contact met water tot ontploffingen leiden. Contact met de huid moet vermeden worden.
[bewerk] Externe links
- PeriodiekSysteem.com over: Lithium
- Lenntech over: Lithium
- (en) EnvironmentalChemistry.com over: Lithium
- (en) WebElements.com over: Lithium
 |
Meer afbeeldingen die bij dit onderwerp horen, zijn te vinden in de categorie Lithium van Wikimedia Commons. |
| Chemische elementen en isotopen |
|---|
|
Periodiek systeem: Standaard · Alternatief · Elektronenconfiguratie |
