Litijs: īpašības, izotopi un izmantošana baterijās un medicīnā

Litijs (no grieķu valodas lithos 'akmens') ir mīksts, sudrabaini balts metāls ar simbolu Li. Tas ir trešais ķīmiskais elements periodiskajā tabulā, ar 3 protoni un 3 elektroni atomā. Tā atomu skaits ir 3, un masas skaitlis vidēji ir 6,94. Litijam ir divi izplatīti izotopi: ⁶Li un ⁷Li; ⁷Li veido aptuveni 92,5 % dabiskā litija.

Fizikālās un ķīmiskās īpašības

• Grupa: alkālmetāls (1. grupa periodiskajā tabulā).
• Elektronu konfigurācija: 1s2 2s1, parasti oksidējas līdz +1 oksidācijas stāvoklim.
• Blīvums: ļoti viegls metāls — aptuveni 0,534 g/cm³ (20 °C), tas ir vieglākais metāls.
• Kušanas/viršanas punkti: kušanas temperatūra ~180,5 °C, viršanas temperatūra ~1342 °C.
• Reaktivitāte: ļoti reaktīvs — reaģē ar ūdeni, gaisu un skābēm. Reakcija ar ūdeni: Li + H₂O → LiOH + 1/2 H₂. Tomēr ar ūdeni tas reaģē mazāk eksplozīvi nekā nātrijs vai kālijs.
• Fiziskais raksturs: mīksts — to var sagriezt ar nazi; parasti glazē sudrabaini izskatu, bet uz virsmas ātri veidojas oksīdu pārklājums.

Izotopi

• ⁷Li — dominējošais izotops (~92,5 %). Tā stabilitāte un zema neitronu absorbēšana padara to svarīgu kodoltehnikā (piem., lišķakmens iegūšana, litija savienojumu lietojumi reaktoros un pH kontrolē).
• ⁶Li — aptuveni 7,5 %; īpaši nozīmīgs kodoltehnoloģijai, jo ⁶Li spēj reaģēt ar neitroniem, radot tritiju (svarīgs elementu avots kodolfūzijas pētījumiem un dažiem militāriem pielietojumiem).
• Abi izotopi ir stabili (netiek uzskatīti par radioaktīviem). Izotopu attiecības var atšķirties atkarībā no avota un ģeoloģiskas izcelsmes.

Izcelsme un ieguve

• Litijs dabā sastopams galvenokārt minerālos, piemēram, spodumēnā, un sāļūdeņu rezervuāros (sālūdeņi — soļi Dienvidamerikas "litija triādes" sāļūdeņi). Galvenie ražotāji pēdējos gados: Austrālija, Čīle, Argentīna un Ķīna.
• Galvenās ieguves metodes: cietzemes (no spodumēna un citiem minerāliem) un sāļūdens iztvaikošana vai jaunas tiešās izguves (Direct Lithium Extraction — DLE) metodes.
• Ieguves ietekme uz vidi — litija ieguve patērē daudz ūdens, var radīt ekosistēmu traucējumus un vietējās kopienas ietekmi; lielāka uzmanība tiek veltīta ilgtspējīgai ieguvei un pārstrādei.

Izmantošana baterijās

• Litijs ir galvenais elements mūsdienu litija jonu (Li-ion) baterijās, kas ir dominējošās atkārtoti uzlādējamās baterijās portatīvajā elektronikā, elektromobiļos un stacionārajā enerģijas uzglabāšanā.
• Priekšrocības: augsta enerģijas blīvuma attiecība, zems pašizlādes līmenis, labs ciklu skaits un attiecīgi plašs pielietojums.
• Bateriju komponenti: litija sāļi (piem., litija karbonāts vai hidroxīds) tiek izmantoti kā izejviela katoda materiālu ražošanā (LiCoO₂, NMC — Ni‑Mn‑Co, LFP — LiFePO₄ u.c.). Anodā bieži lieto grafītu vai grafīta/silīcija kombinācijas.
• Metāla litijs tiek izmantots arī primārajās (neuzlādējamās) baterijās un jaunākajās tehnoloģijās (piem., litija metāla baterijas) ar vēl lielāku enerģijas blīvumu, tomēr drošības un drošuma izaicinājumu dēļ komerciāli plaši dominē Li‑ion sistēmas ar grafīta anodu.
• Vides un ekonomiskās problēmas: pieaugoša pieprasījuma dēļ svarīga ir litija pārstrāde no izlietotām baterijām, piegādes ķēžu diversifikācija un minerālu ieguves ilgtspējība.

Medicīniskā izmantošana

• Litija sāļi, īpaši litija karbonāts (Li₂CO₃), tiek lietoti kā efektīvs stabilizators bipolārā traucējuma ārstēšanā (maniāles epizodes profilakse un uzturēšana).
• Mehanisms nav pilnībā skaidrs, bet litijs ietekmē neirotransmiteru regulāciju, intracelulāros signālus un neiroprotektīvos ceļus.
• Terapeitiskais līmenis asinīs parasti ir 0,6–1,2 mmol/L; nepieciešama regulāra koncentrācijas kontrole, jo difūzā pāreja uz toksisku līmeni notiek salīdzinoši viegli (intoksikācija >1,5 mmol/L). Regulāri jāuzrauga arī nieru un vairogdziedzera funkcija.
• Iespējamās blakusparādības: roku trīce, poliurija/polidipsija (paaugstināta urinēšana/sezona), svara pieaugums, aknu/nefronu ietekme, hipotireoze. Interakcijas ar citiem medikamentiem (piem., nesteroīdie pretiekaisuma līdzekļi, diurētiķi, ACE inhibitori) var palielināt litija koncentrāciju.
• Grūtniecības laikā litija lietošana saistīta ar teratogēnām riskam (piem., reti — Ebšteina anomālija), tāpēc lēmums par terapiju grūtniecības laikā jāizvērtē ļoti rūpīgi.

Citādi lietojumi

• Industriāli litija savienojumi tiek izmantoti keramikā, stikla ražošanā, smērvielās (litija saplūstamie ziepes) un alumīnija sakausējumos.
• Litija hidroksīds tiek izmantots CO₂ sorbcijai kosmosa kuģos un zemūdenēs.
• Litija sāļi ir arī reakcijā metalurģijā un ķīmiskās sintēzes procesos.

Drošība un vides aspekti

• Litija metāls ir viegli reaģējošs un ugunsbīstams; to parasti glabā zem naftas produktiem vai inertās vides, lai novērstu mitruma un skābekļa iedarbību.
• Litijs un tā savienojumi var būt kaitīgi ūdens organismiem; nepareiza ieguve vai atkritumu apsaimniekošana var radīt vides riskus.
• Ilgtspējība: bateriju pārstrāde, piesardzīga ieguves prakse un jaunu tehnoloģiju izstrāde (piem., DLE) palīdz mazināt vides noslodzi un piegādes riskus.

Kopumā litijs ir svarīgs mūsdienu tehnoloģijām — no enerģijas uzglabāšanas līdz medicīnai — taču tā strauji pieaugošā pieprasījuma dēļ ir svarīgi uzmanīgi risināt drošības, veselības un vides jautājumus.

Īpašības

Fizikālās īpašības

Litijs ir viens no sārmu metāliem. Litijs ir sudrabains ciets metāls (tikko sagriezts). Tas ir ļoti mīksts. Tāpēc to var viegli sagriezt ar nazi. Tas kūst zemā temperatūrā. Tas ir ļoti viegls, līdzīgs kokam. Tas ir vismazāk blīvs metāls un vismazāk blīvs elements cietā vai šķidrā stāvoklī. Tas spēj saturēt vairāk siltuma nekā jebkurš cits ciets elements. Tas viegli vada siltumu un elektrību.

Ķīmiskās īpašības

Tas reaģē ar ūdeni, izdalot ūdeņradi un veidojot bāzisku šķīdumu (litija hidroksīdu). Tādēļ litijs jāuzglabā vazelīnā. Nātriju un kāliju var uzglabāt eļļā, bet litiju nevar, jo tas ir ļoti viegls. Tas vienkārši peldēs uz eļļas, un eļļa to neaizsargās.

Litijs reaģē arī ar halogēniem. Tas var reaģēt ar slāpekļa gāzi, veidojot litija nitrīdu. Reaģējot ar gaisu, tas veido melnu traipu un pēc tam litija hidroksīda un litija karbonāta baltu pulveri.

Ķīmiskie savienojumi

Skatīt arī: Kategorija:Litija savienojumi

Litijs veido ķīmiskus savienojumus tikai ar vienu oksidācijas stāvokli: +1. Lielākā daļa no tiem ir balti un nereaktīvi. Uzkarsējot liesmā, tie iegūst spilgti sarkanu krāsu. Tie ir nedaudz toksiski. Lielākā daļa no tiem šķīst ūdenī. Litija karbonāts ūdenī šķīst mazāk nekā citi sārmu metālu karbonāti, piemēram, nātrija karbonāts.

• Litija karbonāts, ko izmanto medicīnā
• Litija hlorīds, bezkrāsaina kristāliska cieta viela, karsējot liesmo sarkanā krāsā
• Litija hidroksīds, spēcīga bāze, ko izmanto oglekļa dioksīda atdalīšanai kosmosa kuģos.
• Litija nitrāts, oksidētājs
• Litija nitrīds, spēcīga bāze
• Litija oksīds, izšķīst ūdenī, veidojot litija hidroksīdu.
• Litija peroksīds, reaģē ar ūdeni, veidojot skābekli.

·        

Litija nitrāts

·        

Litija hidroksīds

·        

Litija karbonāts

·        

Litija hlorīds

Litija liesmas tests

Jautājumi un atbildes

J: Kāds ir litija simbols?

J: Kāds ir litija atomu skaits?

J: Cik protonu ir litija atoma kodolā?

J: Kādi ir divi izplatītākie litija izotopi?

J: Kurš izotops ir izplatītāks?

J: Kādas īpašības piemīt litam?

Meklēt pēc burta