 |
Info
Pomoć
|
|
 |
|
|
|
||
|
|
||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
Dobivanje litija: Litij se dobiva elektrolizom rastaljenog klorida (LiCl). Prvo se alkalni metali prevedu u topljive soli (npr. sulfate), a odvajanje od natrija i kalija se provodi taloženjem netopljivog litijevog karbonata. Karbonat se prevede u klorid koji ide na elektrolizu u komore s dijafragmom (koja odjeljuje anodni od katodnog prostora). Litij se izlučuje na katodi od niskougljičnog čelika i pritom, zbog male gustoće, izlazi na površinu s koje se periodički odstranjuje. Plinoviti klor oslobađa se na grafitnoj anodi i iz anodnog se prostora odvodi u apsorbere. Dobiveni metalni litij ima čistoću preko 99,8% i obično se lijeva u forme pogodne za skladištenje, a može se prirediti u obliku šipki, ploča, žice ili finog praha. Svojstva i upotreba: Litij je srebrno-bijel i mekan metal najmanje gustoće od svih čvrstih elemenata (gustoća mu je samo 534 kg/m3). Ima prostorno centriranu kubičnu kristalnu rešetku. Iako mekši od olova, relativno je žilav pa se mehanički dobro obrađuje u različite oblike. U odnosu na druge alkalijske metale najmanje je reaktivan. Pri sobnoj temperaturi i suhom zraku sporo reagira s kisikom i dušikom stvarajući površinski sloj oksida, odnosno nitrida pa mu površina postupno gubi početni sjaj. Na vlažnom zraku reakcija teče još brže. Pri 200°C u struji kisika se zapali i gori plavičastim plamenom. S vodom i kiselinama (dušičnom, klorovodičnom i sumpornom) burno reagira stvarajući hidroksid uz razvijanje vodika. Pri zagrijavanju iznad temperature 250°C brzo reagira sa sumporom, ugljikom, silicijem i dušikom, a s vodikom tek pri temperaturama 500-600°C. U prirodi postoje dva stabilna izotopa litija: 6Li (7,42%) i 7Li (92,58%). Ostali radioaktivni izotopi imaju vrlo kratka vremena poluraspada. Izotop 6Li ima veliki udarni presjek za spore neutrone. Elementarni, metalni litij ima najveću primjenu u metalurgiji. Kod proizvodnje brojnih metala u rastaljenu fazu dodaje se litij koji zbog svog jakog oksidacijskog djelovanja na sebe veže sumpor, kisik i druge plinovite primjese. Najviše se koristi u proizvodnji bakra i njegovih tegura. Osim za pročišćavanje taline metala, litij se koristi i kao legirajući element sa sve većim brojem metala, a ponajviše s aluminijem. Prve legure aluminija s koncentracijom od 1%, odnosno 4% litija, te s malim dodacima magnezija, izrađene su za potrebe zrakoplovne industrije jer su, pored male gustoće, imale vrlo dobra mehanička svojstva i na povišenim temperaturama (posebno čvrstoću). Za potrebe svemirske tehnologije, kao materijali raketa nosača i satelita, 1989.g. razvijene su nove generacije Al-Li legura gotovo dvostruke čvrstoće u širokom temperaturnom rasponu od kriogenih do povišenih temperatura i s mogućnošću zavarivanja. Dobivanje ovako čvrste legure omogućeno je velikom topljivošću litija u aluminiju koji pri eutektičkoj temperaturi Al-Li smjese (602°C) može otopiti 4,2 % litija. Brzim hlađenjem taline u leguri se stvaraju mikrokristalični precipitati Al3Li koji unutrašnjim mikronaprezanjima (prednapregnutošću strukture) bitno povećavaju čvrstoću i tvrdoću aluminija. U novije se vrijeme litij u obliku praha koristi kao čvrsti elektrolit za nove baterijske članke (litijeve baterije). Perspektivna je i primjena litija u budućim fuzijskim reaktorima u kojima bi služio kao fuzijsko gorivo. Biološko značenje litija posebno se istražuje zadnjih godina. Postoje naznake njegovog određenog biološkog djelovanja. U terapiji manije koristi se, između ostalih, i litijev karbonat, a utvrđeno je da litij sudjeluje u procesu prijenosa živčanih impulsa uzduž i između neurona u mozgu (što je posljedica regulacije prolaza iona kroz njihovu membranu) sprečavajući prijenos katekolamina kroz moždane sinapse te inhibiranjem oslobađanja norepinefrina i dopamina koji upravljaju generiranjem impulsa. Spojevi litija: Zbog izuzetne stabilnosti unutrašnje ljuske (1S2), a time vrlo visokog drugog ionizacijskog potencijala (75,64 eV), litij je izuzetno monovalentan (u svim spojevima ima oksidacijski broj +1). Navodimo važnije spojeve litija: -Litijev fluorid (LiF) bijel je kristal slabo topljiv u vodi. Lako propušta ultraljubičasto i infracrveno zračenje. Upotrebljava se za poboljšanje svojstava elektrolita u proizvodnji aluminija elektrolizom glinice te u optici. -Litijev hidrid (LiH) također je bijel kristal koji je u rastaljenom stanju vodič električne struje. Lako reagira s vodom uz dobivanje velike količine vodika i lako izgara u kisiku. Upotrebljava se za punjenje gumenih čamaca, antenskih i signalnih balona vodikom, kao čvrsto raketno gorivo, kao katalizator u procesima selektivne kondenzacije i redukcije, za zaštitu od zračenja, itd. Posebno je važan hidrid u kojem je vodik zamijenjen deuterijem (6LiD), a koristi se kao fuzijsko (termonuklearno) gorivo H-bombe. -Litijev hidroksid (LiOH) u vodi se slabije otapa od hidroksida ostalih alkalijskih metala, ali daje jaku lužinu. Pri temperaturi 500°C počinje se raspadati na oksid (Li2O) i vodu (H2O). Reagira sa staklom pa se čuva u plastičnim posudama. Upotrebljava se kao elektrolit u alkalijskim akumulatorima (baterijama) i za dobivanje maziva. -Litijev karbonat (Li2CO3) bezbojan je kristal slabo topljiv u vodi. Zagrijan na 610°C počinje se raspadati bez taljenja. Upotrebljava se za proizvodnju ostalih litijevih spojeva kao što su hidroksid (LiOH), litijevi halogenidi te organski spojevi (od kojih se neki koriste za dobivanje lijekova) te u proizvodnji stakla i keramike. -Litijev klorid (LiCl) bezbojan je, jako higroskopan kristal koji se otapa u organskim otapalima (etanolu, matanolu, kloroformu i piridinu). Najviše se upotrebljava za proizvodnju litija te kao apsorbens za dobivanje pomoćnih sredstava za lemljenje i zavarivanje. -Litijev oksid (Li2O) nastaje izgaranjem litija sa zrakom, s vodom plako reagira dajući hidroksid LiOH, a zagrijan s vodikom daje hidrid, LiH.
|
|
|
 |
 |
|
Prijavi
grešku |
|
|
ovosti
Općenito
o elementu
