3, Lithium (Li)

gr. lithos = Stein

Das Element Lithium:

         
  H  
  He Li Be  
  Ne Na Mg  
         
 
   
   
   
   
   
   
   
Natürliche Entstehung von Lithium (Nukleosynthese): Im Weltall ist Lithium - betrachtet man seine Atommasse - ein sehr seltenes Element. Dies kommt daher, dass bei der Helium-Verbrennung (dem zweiten Schritt der Kernfusion) direkt Kohlenstoff und Sauerstoff gebildet werden. Kerne mit 3, 4 und 5 Protonen werden also quasi in der Bildungsreihe "übersprungen". Lithiumatome entstehen demgemäss als Trümmerkerne bei Supernova-Explosionen. Lithiumkerne mit 3 oder 4 Neutronen sind stabil, alle anderen radioaktiv. Das Isotop 6Li ist eines von insgesamt vier, welches sowohl eine ungerade Neutronen- als auch Protonenzahl aufweist, und trotzdem nicht radioaktiv ist.

Das natürliche Isotopengemisch von Lithium besteht zu 7,5% aus 6Li und zu 92,5% aus 7Li.
Vorkommen von Lithium: Im Universum zählt Lithium zu den seltenen Elementen (Rang 45), gerade einmal 6 μg/kg der Materie bestehen im Durchschnitt aus Lithium. Damit ist das Element etwa so häufig wie Zinn!

Auf der Erde ist das Lithium dank seiner Affinität zum Sauerstoff und anderer elektronegativer Elemente angereichert. So kommt es in der Erdkruste durchschnittlich zu 20 mg/kg vor (Rang 32), womit es etwa so häufig wie Kobalt ist.

Lithium kommt nur in kationischer Form vor. Etwas angereichert findet es sich in Salzseen (als Li+-Ion), im Trinkwasser kommt es in Konzentrationen zwischen 1 μg/L und 1 mg/L vor.

Wichtige Li-Mineralien sind Petalit (LiAl[Si4O10]), Triphan (ein Spodumen, LiAl[Si2O6]) und Amblygonit (LiAlF(PO4)).

Wichtige Lithium-Mineralien

Amblygonit, LiAl[PO4F][1]

Spodumen (LiAl(SiO3)2)[2]

Lepidolith, Lithiumglimmer[3]


Lithium-Gewinnung: Lithium wird aus angereicherten Lösungen zunächst mittels Soda (Na2CO3) als Lithiumcarbonat gefällt. Dieses wird dann mit Salzsäure zu Lithiumchlorid umgesetzt und die Lösung eingedampft. Das Lithiumchlorid wird nun mit Kaliumchlorid im Verhältnis 52 zu 48 vermengt und bei 352°C mittels Schmelzelektrolyse in die Elemente gespalten. Dabei scheidet sich das Kalium wegen seiner Überspannung nicht ab, wohingegen Lithium und eventuelle Spuren von Natrium abgeschieden werden. Dadurch ist das mit Natrium verunreinigte Lithium sehr reaktiv. Es wird daher durch Erhitzen im Vakuum von diesen Natrium-Spuren gereingt (Natrium ist weit flüchtiger als Lithium).
Chemie von Lithium: Lithium ist das erste Homologe der Alkalimetallgruppe, also deren Startelement. Es reagiert wie alle Alkalimetalle fast ausschließlich in der Oxidationsstufe +1. Es hat in vielerlei Hinsicht mehr Ähnlichkeit mit dem Magnesium, als mit seinem schweren Homologen, dem Natrium. Dieser Sachverhalt wird als "Schrägbeziehung" bezeichnet. Unter Schrägbeziehung versteht man den Umstand, dass die Anfangsglieder der 2. Periode (Li, Be, B, C, N und O) in einer Reihe von Eigenschaften eher dem Element der rechts benachbarten Gruppe der 3. Periode (also Mg, Al, Si, P, S und Cl) ähneln, als ihrem eigenen Homologen.

Die Verbindungen und das chemische Verhalten des Lithiums sind daher in vielerlei Hinsicht dem Magnesium ähnlicher, als dem Natrium:
  • Löslichkeit seiner Salze: Li bildet wie Mg, im Gegensatz zu Na ein schwerlösliches Fluorid, Phosphat und Carbonat.

  • Hydrolyse des Kations: Wie Mg, im Gegensatz zu Na neigt das Li+-Kation noch schwach zur Hydrolyse (pKs-Wert 13,81).

  • Brandverhalten: Beim Abbrennen an der Luft bildet es gleich dem Mg, im Gegensatz zu Na ein Oxid (Li2O), dem auch Nitrid beigemischt ist. Natrium dagegen bildet ein Peroxid, Na2O2. Gegenüber Kohlenstoff bildet das Lithium gleich dem Magnesium ein Acetylid, Li2C2, während das Natrium ein Methanid Na4C bildet.

    6Li + N2 → 2Li3N + 417 kJ

    4Li + O2 → 2Li2O + 1192 kJ

  • Lithiumorganische Verbindungen: Die gebildeten organischen Verbindungen, bei welchem das Lithium in einer Alkylkette ein H-Atom ersetzt, sind im Ggs. zu den entsprechenden Na-Verbindungen kovalent aufgebaut. Sie verhalten sich daher ähnlich den Grignand-Reagenzien (dies sind magnesiumorganische Verbindungen der Form R-Mg-X, wobei R der organische Rest, X ein Halogen [Cl, Br oder I] darstellt.)

Bei der Reaktion mit Wasser zeigt Lithium ein ähnliches Verhalten wie Natrium: Es schmilzt jedoch nicht, sondern behält während der Reaktion den festen Zustand. Auch reicht die Energie, die bei der Reaktion freiwird nicht aus, um den entstehenden Wasserstoff zu entzünden - und zwar auch dann nicht, wenn sich das Metall während der Reaktion an einem Hindernis festsetzt (siehe Video unten).

Mit den Halogenen Fluor, Chlor und Brom reagiert Lithium bereits bei Zimmertemperatur unter Feuererscheinungen zu entsprechenden Salzen. Mit Iod und Schwefel reagiert das unedele Metall beim Erhitzen entsprechend zu Sulfid bzw. Iodid.

Lithium-Verbindungen

Lithium läuft an der Luft
infolge Nitridbildung dunkel an.[3]

Lithiumnitrat, LiNO3•3H2O[5]

Lithiumchlorid, LiCl[5]
Physikalische Besonderheiten von Lithium bzw. von seinen Verbindungen:
  • Lithium ist nach festem Wasserstoff bzw. festem Helium das leichteste aller Elemente und damit auch das leichteste Metall.

  • Lithium-Ionen emittieren nach energetischer Anregung purpurviolettes Licht. Die Hauptwellenlängen 610,3 nm (orange) und 670,8 nm (rot).

  • Lithium ist als einziges Alkalimetall nicht in jedem Verhältnis mit den anderen Alkalimetallen mischbar.

  • Lithium besitzt von allen Elementen das negativste Normalpotential (-3,045 V gegen eine Normalwasserstoff-Elektrode). Es ist somit in der Lage, alle anderen Metalle aus ihren Verbindungen mittels Reduktion freizusetzen.

Flammenfärbung eines
Li-Salzes[3]
Verwendung von Lithium und seinen Verbindungen : Litihum ist heute ein wichtiger Rohstoff, der vielfache Verwendungsmöglichkeiten hat:

  • Akkus: Lithium-Ionen-Akkus sind heute sehr weit verbreitet. Sie haben den Vorteil, dass sie keinen Memory-Effekt haben, sehr oft wiederaufladbar sind und dank dem negativen Potential des Lithiums relativ hohe Spannungen erzeugen können. Der Nachteil der Akkus liegt in der Brandgefahr, die aus der Reaktivität der Li-Verbindungen bzw. möglicherweise entstehenden metallischen Lithiums.

  • Bahnmetall ist eine Lagermetall-Legierung, der u.a. auch 0,04% Li beigemengt ist. Lithium erhöht allgemein die Zugfestigkeit und Härte von Legierungen - bei allzu hoher Zugabe aber auch die Korrosivität.

  • In der Medizin werden Lithiumsalze gegen manische Depressionen eingesetzt.

  • Wasserstoffbombe: Aus 6Li wird Tritium erbrütet, welches in Wasserstoffbomben enthalten ist.

  • Feuerwerkerei: Lithiumsalze ergeben eine schöne, purpurviolette Flammenfärbung. Daher wird Lithiumnitrat als Zusatz in der Feuerwerkerei verwendet.
Verwendungen von Lithium(verbindungen)

Lithium-Ionen-Akku[3]

Wasserstoffbomben[4]

Radsatzlager Eisenbahn[6]
Sonstiges:
Video: Reaktion von Lithium mit Wasser[3]
Lithium reagiert mit Wasser zu Lithiumhydroxid und Wasserstoff. Dabei schmilzt das Metall nicht, und auch der freiwerdende Wasserstoff wird nicht entzündet.
2Li + 2H2O → 2 LiOH + H2 + 403,6 kJ

  • Lithium und Suizid: Es ist in einer Studie ein Zusammenhang nachgewiesen worden, wonach die Lithium-Ionen-Konzentration im Trinkwasser mit der Selbstmordrate des betreffenden Einzugsgebietes korreliert. Dabei wirken sich höhere Konzentrationen günstig aus. Lithium scheint also als Spurenelement wichtige Bedeutung im Hirnstoffwechsel inne zu haben.
Quellen: [1] Bildquelle: http://eprakone.wordpress.com/2007/12/22/amblygonit-vyvazuje-rozum-a-city/

[2] Bildquelle: Wikimedia Commons. Urheber: Rob Lavinsky. Das Bild ist unter den Bedingungen der Creative Commons Lizenz freigegeben.

[3] Eigenes Bild. Dieses Bild darf unter den Bedingungen der Creative Commons Lizenz frei verwendet werden. Bei Verwendung bitte einen Link auf mein Web-Angebot setzen.

[4] Bildquelle: Bild einer US-Behörde, welches in Ausübung des Dienstes angefertig wurde. Solche Bilder sind gemeinfrei, wenn es nicht ausdrücklich anders angegeben ist.

[5] Bildquelle: Wikimedia Commons. Urheber: Walkerma. Das Bild ist von seinem Urheber als Public Domain veröffentlicht worden. Dies gilt weltweit.

[6] Bildquelle: Wikimedia Commons. Urheber: Ketamin. Das Bild ist unter den Bedingungen der Creative Commons Lizenz freigegeben.