Lithium

Isotop	NH	t_1/2	ZM	ZE MeV	ZP
⁵Li	{syn.}	3,047 · 10⁻²² s	p	1,970	⁴He
⁶Li	7,5 %	Stabil
⁷Li	92,5 %	Stabil
⁸Li	{syn.}	838 ms	β⁻	16,004	⁸Be
⁸Li	{syn.}	838 ms	β⁻ + 2 α	?	-
⁹Li	{syn.}	178,3 ms	β⁻ + n	11,941	⁸Be
⁹Li	{syn.}	178,3 ms	β⁻	13,606	⁹Be

NMR-Eigenschaften

	Spin	γ in rad/(T·s)	E	f_L bei B = 4,7 T in M Hz
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

Gefahrstoffkennzeichnung
aus RL 67/548/EWG, Anh. 1

Gefahrensymbole
F Leichtent- zündlich	C Ätzend

R- und S-Sätze

R: 14/15-34

S: (1/2-)8-43-45

Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet.
Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.

Lithium [ˈliːti̯ʊm] (von griechisch λίθος – lithos: „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, in Gestein entdeckt wurde. Es ist ein Alkalimetall aus der zweiten Periode des Periodensystems der Elemente. Das Element zählt zu den Leichtmetallen und ist sogar das leichteste aller Metalle. Im Gegensatz zu seinem Periodennachbarn Beryllium ist metallisches Lithium ungiftig, es führt jedoch bei Hautberührung zu schweren Verätzungen und Verbrennungen.

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 stabil, an feuchter Luft bildet sich an der Oberfläche schnell eine mattgraue Lithiumhydroxid-Schicht aus. Als Spurenelement ist es in Form eines seiner Salze ein häufiger Bestandteil von Mineralwasser.

[Bearbeiten] Geschichte

Lithium-Stücke in Paraffinöl zum Schutz vor Oxidation

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. Erstmals isoliert wurde Lithium durch William Thomas Brande und Sir Humphrey Davy mittels eines elektrolytischen Verfahrens aus Lithiumoxid (Li₂O) im Jahre 1818. Robert Bunsen und Augustus Matthiessen gelang es 1855, durch Elektrolyse von Lithiumchlorid (LiCl) größere Mengen des Elementes zu isolieren. 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]

[Bearbeiten] Vorkommen auf der Erde

Petalit

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

Lithium kommt in einigen Mineralien in der Natur 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 reinen 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 als Nebenprodukt bei der Gewinnung von Kaliumcarbonat (Pottasche) und Borax anfallenden Lithiumsalze sind aber heute die wichtigste Quelle.

[Bearbeiten] Vorkommen außerhalb der Erde

Beim Urknall ist neben Wasserstoff- und Helium-Isotopen auch eine nennenswerte Menge des Isotops ⁷Li entstanden. Dieses ist aber zum größten Teil heute nicht mehr vorhanden, da in größeren Sternen Lithium mit Wasserstoff fusionieren kann und so verbraucht wird.^[4]

Lediglich in Braunen Zwergen, Zwischenstufen zwischen Sternen und Planeten, sind Masse und Temperatur nicht hoch genug für eine Wasserstofffusion. Ihre Masse erreicht nicht die dazu notwendige Größe von ca. 75 Jupitermassen, das beim Urknall entstandene Lithium verbleibt damit im Braunen Zwerg.

Aus diesem Grund ist Lithium auch extraterrestrisch ein verhältnismäßig seltenes Element, kann aber als Nachweis für Braune Zwerge dienen.^[5]

[Bearbeiten] Gewinnung und Darstellung

Aus lithiumhaltigen Salzlösungen wird durch Verdunsten von Wasser und Zugabe von Natriumcarbonat (Soda) das Lithium als 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:

$\mathrm{2\ LiCl \ + Na_2CO_3 \ \longrightarrow \ Li_2CO_3\downarrow +\ 2\ NaCl }$

Mengenmäßig wurden 2006 außerhalb den USA 21.100 t^[6] Lithiummineralien abgebaut und überwiegend als Lithiumcarbonat (Li₂CO₃) gehandelt. Von diesen entfallen 8000 auf chilenische und knapp 4000 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. Geräte für die Lithiumchlorid-Gewinnung müssen aus Spezialstählen oder Nickel hergestellt sein, da Lithiumchlorid sehr korrosiv ist.

$\mathrm{Li_2CO_3 +\ 2\ H_3O^+ +\ 2\ Cl^- \longrightarrow \ 2\ Li^+ +\ 2\ Cl^- + CO_2\uparrow +\ 2\ H_2O}$

Die Herstellung von metallischem Lithium erfolgt durch Schmelzflusselektrolyse eines bei 352 °C schmelzenden Gemisches aus 52 Gewichtsprozent Lithiumchlorid und 48 Gewichtsprozent Kaliumchlorid (Eutektikum). Das flüssige Lithium sammelt sich an der Elektrolytoberfläche und kann so relativ einfach aus der Elektrolysezelle ausgeschleust werden.

$\mathrm{Li^+ + e^- \ \xrightarrow[Elektrolyse]{352^{\circ}C} \ Li}$

bzw.

$\mathrm{KCl + LiCl \ \xrightarrow[Elektrolyse]{352^{\circ}C}\ K + Li + Cl_2}$

Es ist ebenfalls möglich, Lithium per Elektrolyse von Lithiumchlorid in Pyridin zu gewinnen. Diese Methode eignet sich besonders gut als Laborsynthese.

[Bearbeiten] Eigenschaften

[Bearbeiten] Physikalische Eigenschaften

Lithium ist ein silberweißes, weiches Leichtmetall. Es ist bei Raumtemperatur das leichteste aller festen Elemente (Dichte 0,534 g/cm³^[7] ). Nur fester Wasserstoff bei −260 °C ist mit einer Dichte von 0,0763 g/cm³^[7] noch leichter. Lithium kristallisiert – wie die anderen Alkalimetalle auch – in einer kubisch-raumzentrierten Kugelpackung. Im Vergleich mit den anderen Alkalimetallen ist Lithium das mit dem höchsten Schmelz- und Siedepunkt sowie der größten spezifischen Wärmekapazität. Lithium besitzt zwar die größte Härte aller Alkalimetalle, es lässt sich bei einer Mohs-Härte von 0,6 ^[8] aber trotzdem mit dem Messer schneiden. Als typisches Metall leitet es Strom (Leitfähigkeit: ca. 18 % von Kupfer^[3]) und Wärme.

Das Lithium-Ion weist die höchste Hydratations enthalpie von allen Alkalimetallionen auf (−520 kJ/mol^[9]). Dadurch ist es in Wasser stark hydratisiert und zieht Wasser stark an. Die Hydrathülle eines Lithiumions besteht aus zwei Hüllen, eine innere Hydrathülle mit vier Wassermolekülen, die sehr stark über ihre Sauerstoffatome an das Lithiumion gebunden sind, und eine äußere 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 nicht stark hydratisiert sind.

Lewisformel von Dilithium

Ein Dilithiummolekül

Als Gas kommt Lithium nicht nur in einzelnen Atomen, sondern auch molekular als Dilitihum Li₂ vor. Das einbindige Lithium erreicht so 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.

[Bearbeiten] Chemische Eigenschaften

Lithium-Pellets

Lithium ist - wie alle Alkalimetalle - sehr reaktiv und reagiert mit sehr vielen Elementen unter Wärmeabgabe. Von den Alkalimetallen ist es allerdings das am wenigsten reaktive. Eine Besonderheit, die Lithium von den anderen Alkalimetallen unterscheidet, ist seine Reaktion mit molekularem Stickstoff zu Lithiumnitrid. Diese Reaktion findet langsam sogar bei Raumtemperatur statt:

$\mathrm{6\ Li \ + N_2 \ \xrightarrow{20^{\circ}C}\ 2 \ Li_3N }$

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] ein niedrigeres Normalpotential als alle anderen Elemente und ist somit das unedelste aller Elemente.

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

Da die Ionenradien von Li⁺- und Mg²⁺-Ionen ähnlich groß sind, gibt es auch Ähnlichkeiten in den Eigenschaften von Lithium bzw. Lithiumverbindungen und Magnesium bzw. Magensiumverbindungen. 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.

[Bearbeiten] Isotope

In der Natur kommen die beiden stabilen Isotope ⁶Li (7,5 %) und ⁷Li (92,5 %) vor.^[12] Daneben sind noch drei instabile Isotope bekannt, ⁵Li, ⁸Li und ⁹Li, die nur künstlich herstellbar sind; ihre Halbwertszeiten liegen alle im Millisekundenbereich.

Das Isotop ⁶Li spielt 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 dieser Fusion anfallen.

$\mathrm{\,^6Li + n \rightarrow \,^4He + \,^3T + 4,78\,MeV}$

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]

$\mathrm{\,^{10}B + n \rightarrow \,^7Li + \,^4He + Gamma-Strahlung}$

[Bearbeiten] 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“.

[Bearbeiten] Metall

Lithiumbatterie

Es gibt eine Reihe von Verbindungen, die nicht direkt aus Lithiumcarbonat hergestellt werden können. Dies gilt vor allem für lithiumorganische Verbindungen wie Butyllithium. Dafür lässt man metallisches Lithium mit Halogenalkanen reagieren; die lithiumorganischen Verbindungen entstehen dabei durch einen Metall-Halogen-Austausch.

Lithium-Wasserstoff-Verbindungen wie Lithiumhydrid (LiH) oder Lithiumaluminiumhydrid können ebenfalls nicht direkt aus anderen Lithiumsalzen hergestellt werden. Lithiumhydrid entsteht, wenn man Wasserstoff bei 600-700 °C über Lithiummetall leitet.

Eine weitere Verbindung, die aus elementarem Lithium hergestellt wird, ist Lithiumamid, eine sehr starke Base. Sie entsteht bei der Reaktion von Lithium mit flüssigem Ammoniak.

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

Als Besonderheit reagiert Lithium als eines von wenigen Elementen direkt mit Stickstoff (zu Lithiumnitrid) und wird zu dessen Entfernung aus Gasen verwendet.

$\mathrm{ \ 6 \ Li + N_2 \rightarrow \ 2 \ Li_3N}$

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]

[Bearbeiten] 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 ca. 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 es vor allem auf das Gewicht ankommt.

[Bearbeiten] 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, wie der 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.

[Bearbeiten] Medizin

Bereits 1850 wurde Lithium in der westlichen Medizin erstmals eingesetzt, als Mittel gegen Gicht. Es erwies sich als jedoch unwirksam, auch andere Ansätze zur medizinischen Anwendung von Lithiumsalzen, so u.a. 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 genaue Wirkungsweise ist unbekannt, die prophylaktische und antidepressive Wirkung von Lithium beruht wahrscheinlich 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.^[19]^[20] Eine sehr interessante Auswirkung von Lithiumsalzen (Lithiumcarbonat) 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.^[21]

[Bearbeiten] Nachweis

Li-Flammenfärbung

Lithiumverbindungen zeigen eine leuchtend rote Flammenfärbung, die charakteristische Spektrallinie liegt bei 670,78 nm. 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 als schwerlösliches Lithiumphosphat. Dazu wird die zu untersuchende Probe z. B. mit Natronlauge alkalisch gemacht und mit etwas Na₂HPO₄ versetzt. Beim Erhitzen fällt bei Anwesenheit von Li⁺ ein weißer Niederschlag aus:

$\mathrm{3 \,Li^+ + HPO_4^{2-} + OH^- \rightarrow Li_3PO_4 \downarrow + H_2O}$

[Bearbeiten] Gefahrenhinweise

Lithium entzündet sich an der Luft im flüssigen Zustand, und als Metallstaub bereits bei Normaltemperatur.^[22] Bei höheren Temperaturen ab 190 °C wird bei Kontakt mit Luft sofort überwiegend Lithiumoxid gebildet. In reinem Sauerstoff entzündet sich Lithium ab ca. 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.

Das eigentliche Lithium-Metall verursacht Schäden durch Verbrennungen oder Alkali-Verätzungen wegen des durch Kontakt mit Wasser gebildete Lithiumhydroxid.^[22]

[Bearbeiten] Lithiumverbindungen

Lithium ist sehr reaktiv und bildet mit den meisten Nichtmetallen Verbindungen immer in der Oxidationsstufe +I. Diese sind in der Regel ionisch aufgebaut, haben aber im Gegensatz zu Verbindungen anderer Alkalimetalle einen hohen kovalenten Anteil. Dies 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).

[Bearbeiten] Wasserstoffverbindungen

Wasserstoff bildet mit Lithium Hydride. Neben der einfachsten Lithium-Wasserstoffverbindung Lithiumhydrid LiH existieren auch komplexere Hydride wie Lithiumaluminiumhydrid LiAlH₄. Die Hydride werden meist als Wasserstoffspender zur Hydrierung organischer Verbindungen verwendet.

Für die Erforschung der Kernfusion spielen Lithiumdeuterid (LiD) und Lithium-tritid (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.

[Bearbeiten] Sauerstoffverbindungen

Lithiumchlorid

Mit Sauerstoff bildet Lithium sowohl Lithiumoxid Li₂O als auch Lithiumperoxid.

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 Regenereierung der Luft.

[Bearbeiten] Weitere Lithiumverbindungen

Lithium bildet mit allen Halogeniden Salze der Form LiX. Dies sind Lithiumfluorid, Lithiumbromid, Lithiumchlorid und Lithiumiodid. Auch Lithiumperchlorat ist bekannt. Da Lithiumchlorid sehr hygroskopisch ist, wird es – außer als Ausgangsmaterial für die Lithiumgewinnung – auch als Trockenmittel eingesetzt.

Die technisch wichtigste Lithiumverbindung ist Lithiumcarbonat. Sie wird in der Glasindustrie und bei Herstellung von Email als Flussmittel eingesetzt. Auch in der Aluminiumherstellung wird es zur Verbesserung von Leitfähigkeit und Viskosität der Schmelze zugesetzt. Lithiumcarbonat ist Ausgangsverbindung für die Gewinnung der meisten anderen Lithiumverbindungen. Sie ist eine der wenigen schwerlöslichen Lithiumverbindungen.

Lithiumcarbonat

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.

[Bearbeiten] Organische Lithiumverbindungen

Es gibt eine Vielzahl organischer Lithiumverbindungen. Die bekannteste davon ist n-Butyllithium. Organische Lithiumverbindungen zählen zu den stärksten Basen in der Chemie.

[Bearbeiten] Referenzen

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

↑ ^a ^b ^c ^d ^e ^f M.Hesse, H.Meier, B.Zeeh: Spektroskopische Methoden in der organischen Chemie Thieme Verlag, 2002
↑ C. Elschenbroich: Organometallchemie, 5.Auflage, Teubner, 2005 (S.16)
↑ ^a ^b dtv-Atlas Chemie, Band 1, dtv-Verlag (2000)
↑ www.wissenschaft.de: Wo das ganze Lithium geblieben ist – Beobachtung eines fernen Sternsystems bringt die Lösung eines kosmologischen Rätsels
↑ über braune Zwerge
↑ ^a ^b Lithium bei USGS Mineral Resources
↑ ^a ^b Hollemann, Wiberg:Lehrbuch der Anorganischen Chemie, 91.–100. Auflage,de Gruyter, Berlin, 1985. ISBN 3-11-007511-3 (S.928–931)
↑ Lithium bei webelements.com, physikalische Eigenschaften
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↑ Chemical Bonding, Mark J. Winter, Oxford University Press, 1994 ISBN-10: 0-19-855694-2
↑ M.Binnewies:Allgemeine und Anorganische Chemie, 1. Auflage, Spektrum Verlag, 2006 (S. 241)
↑ http://www.uniterra.de/rutherford/ele003.htm Rutherford online 2006: Lithium
↑ Lexikon der Kernenergie (Forschungszentrum Karlsruhe), S.60) (pdf, 207 Seiten)
↑ http://www.bernd-leitenberger.de/abc-waffen.shtml
↑ Kernenergie-Basiswissen(pdf), S.39
↑ Skript über Batterien der TU Graz
↑ J. Cade: Lithium salts in the treatment of psychotic excitement. In: Med. J. Australia, 1949, 36, S. 349
↑ M. Schou: Lithiumbehandlung der manisch-depressiven Krankheit, Thieme Georg Verlag, April 2001, ISBN: 3135933040
↑ Psychopharmaka-Therapie
↑ B.Woggon: Behandlung mit Psyhopharmaka, Verlag Huber Bern, 1998, S. 77-84
↑ Übersicht Halluzinogene
↑ ^a ^b BGIA Gestis Stoffdatenbank

[Bearbeiten] Literatur

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