Lithium

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 legeringen voor warmteuitwisseling. Het heeft een grote specifieke warmte. Het Li⁺ ion is bijzonder klein en mobiel. Er zijn een aantal vaste stoffen met een gelaagde structuur waar het tussen de lagen kan indringen. Deze interkalaten zijn interessante materialen voor vaste stof 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, bijvoorbeeld om telescoopspiegels van te maken. 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.

Het metaal kan uit zijn zouten vrijgemaakt worden langs elektrochemische weg, via elektrolyse van bijvoorbeeld het chloride:

kathode: Li⁺* + e^- --> Li*

anode: Cl^-* --> ½Cl₂ (gas) + e^-

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.

[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

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.

Scheikundige Elementen en Isotopen

Periodiek systeem: Standaard | Alternatief | Elektronenconfiguratie

Isotopentabel: Op element: Compleet | In delen | Op atoommassa

Lijst met elementen: Op naam | Op symbool | Op nummer