Lithium

Dat Mineral Petalit, dat Lithium bargt, weer an’n End vun’t 18. Johrhunnert toeerst vun den brasilianschen Wetenschoppler José Bonifácio de Andrada e Silva opdeckt. As Opdecker vun dat Element sülvst gellt aver de Sweed Johan August Arfwedson, de 1817 faststellt harr, dat en fremd Element in de Mineralen Spodumen un Lepidolit (LiAl(Si₂O₅)₂) binnen seet, as he Mineralen ünnersoch, de he op de Insel Utö funnen harr. De düütsche Chemiker Christian Gottlob Gmelin hett 1818 rutfunnen, dat Lithiumsoltenen rote Flammenklöör veroorsaken deen. Man beid Wetenchopplers kunnen dat nich schapen, dat Element to isoleeren.

Dat hebbt to’n eersten mol de Chemikers William Thomas Brande un Sir Humphrey Davy mit en elektrolytisch Verfohren in’t lieke Johr schapt. 1855 hebbt Bunsen un Matiessen gröttere Mengden vun dat Element isoleert, aver de weertschopliche Produkschoon güng eerst 1923 los dör en Elektrolys vun en Smölt ut Lithium- un Kaliumchlorid.

Lithium gifft dat blots in cheemsch Verbinnen. As en rein Element gifft dat dat in de Natur nich, man dat gifft enige natüürlich vörkommend Mineralen:

• Amblygonit (LiAl(PO₄)F)
• Kryolithionit (Li₃Na₃[AlF₆]₂)
• Petalit (Kastor; LiAl[Si₂O₅]₂)
• Spodumen (Triphan; Li[AlSi₂O₆])
• Triphylin (Li(Fe^II,Mn^II)[PO₄])
• Zinnwaldit (KLiFeAl(F,OH)₂[AlSi₃O₁₀])

De wichtigsten Steden op de Eer, wo Lithium afbot warrn kann befinnt sik in Chile (Salar de Atacama) un Argentinien. Annere sünd in de Nevada un North Carolina in de USA. Kanada, Australien un Simbabwe. In den Hannel kummt Lithium meist as Lithiumcarbonat (Li₂CO₃).

Bi’n Oorknall is neven Waterstoff un Helium ok en düchtigen Hopen vun dat Lithiumisotop ⁷Li tostannen kamen. Dorvun is man vundaag nich mehr veel na, wiel Lithium binnen de Steerns in de Reakschoon II vun Proton-Proton-Keed fusioneert un dorbi opbruukt warrt. In Bruun Dwargens, wat so en Oort Twüschenstoop twüschen Planeten un Steerns dorstellt, sünd de Temperatur un de Masse aver nich hooch noog för de Fusionreakschoon, dorüm is dor noch dat Lithium binnen, wat bi’n Oorknall tüügt worrn is.

Ut lithiumhollig Soltlösen warrt dör Verdunsten vun dat Water un Togaav vun Natriumcarbonat (Soda) Lithiumcarbonat utfällt. Dorto warr de Soltlösen in de Luft so lang inengt, bit de Lithiumandeel 0,5% överstiggt. Dat sworlöslich Lithiumcarbonat warrt denn utfällt:

${\displaystyle \mathrm {2\ LiCl\ +Na_{2}CO_{3}\ \longrightarrow \ Li_{2}CO_{3}\downarrow +\ 2\ NaCl} }$ .

Buten de USA weern 2006 21.100 t^[1] Lithiummineralen afboot un vör allen as Lithiumcarbonat (Li₂CO₃) hannelt. Corvun fallt 8.000 t op Bargwarken in Chile un üm de 4.000 t op Australien.

Üm metallsch Lithium to winnen, warrt dat Lithiumcarbonat toeerst mit Soltsüür ümsett. Dorbi entsteiht Kohlenstoffdioxid, dat as Gas freesett warrt, un löst Lithiumchlorid. Dat warrt denn in en Vakuumverdamper inengt, bit dat Chlorid utkristalliseert:

${\displaystyle \mathrm {Li_{2}CO_{3}+\ 2\ H_{3}O^{+}+\ 2\ Cl^{-}\longrightarrow \ 2\ Li^{+}+\ 2\ Cl^{-}+CO_{2}\uparrow +\ 3\ H_{2}O} }$ 

De Redschoppen för de Lithiumchlorid-Winnen mööt dorbi ut speziellen Stahl oder ut Nickel wesen, wieldat de Soltlösen düchtig korrosiv is. Metallsch Lithium warrt dör Smöltflusselektrolys ut en eutektisch Mischen ut 52% Lithiumchlorid und 48% Kaliumchlorid wunnen, dat bi 352°C smölt:

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

betogswies:

${\displaystyle \mathrm {KCl+LiCl\ {\xrightarrow[{Elektrolys}]{352^{\circ }C}}\ K+Li+Cl_{2}} }$ .

Dat fletig Lithium sammelt sik an de Elektrolytbavenflach un kann denn teemlich licht ut de Elektrolyszell ruthollt warrn. Dat is ok mööglich, Lithium dör Elektrolys vun Lithiumchlorid in Pyridin to winnen. Disse Methood is sünners goot in’n Labor mit lütte Mengden to bruken.

Lithium is een sülverwitt, week Lichtmetall. Bi Ruumtemperatur is dat dat lichste vun all Elementen, de fast sünd. Blots fasten Waterstoff is bi -260 °C noch nen beten lichter. Lithium kristalliseert jüst so as de annern Alkalimetallen in en kuubsch-ruumzentreerten Kugelpacken un hett mang jem den höchsten Smöltpunkt un Kaakpunkt un togliek ok de hööchste spezifisch Warmsfaten. In de Serie is Lithium ok dat hardste Element, kann aver liekers mit’n Mess sneden warrn, wiel de Mohshard man blots 0,6 is. As tyypsch Metall, kann Lithium ok goot den Stroom un de Warms leiden.

Dat Lithiumion hett mit -520 kJ/mol de hööchste Hydratatschoonsenthalpie vun all Alkalimetallen. Dorüm warrt dat in Water kumplett hydratiseert un treckt de Watermolekülen düchtig an. Dat Ion billt twee Hydrathüllen, en innere mit veer Watermolekülen, de över de Suerstoffatomen bannig dull an dat Lithiumion bunnen sünd, un en butere Hüll, in de över Waterstoffbrüchen wietere Watermolekülen mit dat Li[H2O]4+-Ion verbunnen sünd. De Ionenradius warrt dordör bannig groot, grötter sogor as de vun de sworen Alkalimetallen Rubidium un Cäsium, de in Waterlösen en so stark bunnen Hydrathüll nich opwiesen doot.

As Gas kummt Lithiutm nich blots in enkelte Atomen vör, man ok molekular as Dilithium Li₂. Dat eenbinnige Element kriggt dordör en vullstännig s-Orbital un dormit en energetsch günstigere Situatschoon. Dilithium hett en Binnenläng vun 267,3 pm un en Binnenenergie vun 101 kJ/mol. In Lithium-Gas liggt ungefäähr 1% (na Mass) as Dilithium vör.

Lithium is bannig reaktiv un geiht geern Verbinnen in. Vun de Alkalimetallen is Lithium aver dat, wat an sworsten reageern deit. En Sünnerheit vun dat Lithium is aver de Reakschon mit Stickstoff to Lithiumnitrid, de al bi Ruumtemperatur stattfindt:

${\displaystyle \mathrm {6\ Li\ +N_{2}\ {\xrightarrow {20^{\circ }C}}\ 2\ Li_{3}N} }$ .

Dat warrt mööglich dör de hooge Ladendicht vun dat Li⁺-Ion un de dormit verbunnen hoge Gidderenergie vun dat Lithiumnitrid. Lithium hett mit -3,04 V^[2] dat sietste Normalpotential un is dorüm dat uneddelste vun all Elementen. Natürlich reageert dat ok mit Suerstoff to Lithiumoxid. Dat is de Grund dorför, dat Lithium in Paraffinöl opbewahrt warn mutt, dormit dat nich to reageern anfangt.

De Ionendarien vun Li⁺- un Mg²⁺-Ionen sünd ruch weg lieke groot. Dorüm gifft dat en liek Verhollen bi de Verbinnen sun de beiden Elementen. Dit lieke Verhollen vun twee Elementen ut naverte Gruppen in dat Periodensystem warrt ok Schraagbetoch in’t Periodensystem nöömt. Lithium billt t. B. anners as Natrium vele metallorgaansche Verbinnen as Butyllithium oder Methyllithium. De lieke Betog besteiht ok twüschen Beryllium un Aluminium oder twüschen Bor un Silizium.

En groten Deel vun dat herstellte Lithiumcarbonat warrt nich wieter to dat Metall reduzeert, man direkt as Lithiumcarbonat wieterverwendt oder in annere Verbinnen ümsett. Aver ok as Metall warrt Lithium mitünner bruukt.

En Deel vun dat Metall, wat produzeert warrt, geiht in dat Winnen vun de Lithiumverbinnen, de nich direkt ut dat Carbonat wunnen warrn künnt. Dat sünd vör allen orgaansche Verbinnen as Butyllithium, Lithium-Waterstoff-Verbinnen as Lithiumhydrid (LiH) oder Lithiumaluminiumhydrid un ok Lithiumamid.

Lithium warrt t. B. insett, üm Stickstoff ut annere Gasen ruttokriegen, vun wegen dat dat Lithium in de Laag is, direkt mit den Stickstoff to reageeren.

Metallsch Lithium is en stark Redukschoonsmiddel, dat veele Stoffen reduzeern kann, wo annere Redukschoonsmiddel dat nich mehr künnt. Dorüm is en Anwennen in de Metallurgie, wo dat för Desoxidatschoon un Entkohlen oder to’n Rutnehmen vun Swevel insett warrt.

Lithium hett en düchtig siet Normalpotential un kann dorüm in Batterien as Anood verwendt warrn. Lithiumbatterien hebbt en düchtig hoge Energiedicht un künnt sünners hoge Spannungen tügen. Disse Batterien sünd nich to verwesseln mit Lithium-Ionen-Akkus, bi de Lithiumoxiden as Lithiumcobaltoxid as Kathood un Graphit oder annere Lithiumionen inlagernde Vebrinnen as Anood schalt warrt.^[3]

LIthium warrt mit eenige Metallen legeert, üm jemehr Egenschopppen to verbetern. Dörför reckt normalerwies al en ganz lütt beten. Lithium as Bimischen verbetert bi veele Stoffen de Hard, Togfastigkeit un Elastizität. En Bispeel för Lithiumlegeeren is Bahnmetall, en Blielegeeren mit ungefähr 0,04% Lithium, de in Iesenbahnen as Lagermaterial verwendt warrt. Ok bi Magnesium- un Aluminiumlegeeren warrt de mechanischen Egenschoppen dör den Tosatz vun Lithium verbetert. Togliek sünd Lithiumlegeeren teemlich licht un warrt dorüm ok veel in de Luft- un Ruumfohrttechnik bruukt, wiel dordör Gewicht inspaart warrn kann.

Lithium warrt geern in de Atomphysik verwendt, wiel Lihtium as eenzig Alkalimetall en stabil fermionisch Isotop hett. Lituium egent sik dorüm to’n Utforschen vun Effekten in ultrakole fermionische Quantengasen (kiek ok: BCS-Theorie). To lieken Tiet wiest dat Metall en düchtig wiete Feshbach-Resonanz op, de mööglich maken deit, de Streihläng twüschen de Atomen na Wunsch intostellen. Wegen de Breed vun de Resonanz mööt de Magnetfelder nich sünners nipp un nau hollen warrn.

In de westlichen Medizin is Lithium al 1850 as Middel gegen Gicht insett worrn, man da hett nich den Spood brocht, den man sik dorvun versproken harr. Dat sülve weer mit annere Ansätz vun Lithiumsolten in de Heelkunnen, t. B. as Middel gegen Infektschonen. 1949 beschreev de australsche Psychiater John Cade en mööglich Anwennenrebeet för Lithiumsolten. De harr Meerswienken verschedene cheemsch Verbinnen sprütt, ünner annern ok Lithiumsolten. Disse hebbt dorophen weniger dull op Inwarken vun buten reageert, se weern rohiger, sünd aver nich slaap worrn.^[4] Na en Versök an sik sülvst vun Cade is dat Lithiumcarbonat denn 1952-1954 in en Dubbelblindstudie as Heelmiddel bi Patienten mit Depression, Schizophrenie un Manie an dat psychatrisch Krankenhuus in Risskov (Däänmark) ünnersocht un test worrn.^[5]

Dormit weer de Anfang maakt för de Lithiumtherapie. Dorbi warrt dat Metall as Solten gegen bipolaar Affektstören, Manie, Depression un Bulten-Kopppien insett. Woans de Solten nipp un nau warken doot, dat is noch nich kloor. As möögliche Vörgäng warrt vundaag sünners de Influss op den Inositol-Stoffwessel dör dat Hemmen vun de myo-Inositol-1-Phosphatase (Enzymklass 3.1.3.25)^[6],[7] un dat Hemmen vun de Glykogensynthasekinase-3 (GSK-3) in Nervenzellen diskuteert.^[8]

De Wirken vu Lithium gegen Depression baseert wohrschienlich ok op de Verstarken vun de serotonergenen Neurotransmission, d. h. en högeret Utstötten vun Serotonin in de Synapsen. De Wirken gegen Manie warrt dorgegen mit dat Hemmen vun de dopaminergen Rezepters verkloort.^[9][10] En teemlich intressanten Effekt vun Lithiumsolten op den Minschen is dormit verbunnen Ännern vun dat Tietgeföhl („innere Klock“). Annere serotonerge Stoffen as LSD, Meskalin un Psilocybin wiest ok Inwarken op dat Tietgeföhl op.^[11]

Lithiumverbinnen wiest en lüchtend rode Flammenklöör op. De tyypschen Spektrallienen leegt as Hööftlienen bi 670,776 un 670,791 nm, en lüttere Lien is butendem bi 610,3 nm to sehn.^[12] Lithium kann bito ok mit Help vun de Flammenfotometrie nawiest warrn.

En quantitativ Nawies is mit nattcheemsch Methoden swor, wiel de mehrsten Lithiumsolten licht to lösen gaht. En Mööglichkeit is över dat Utfällen vun dat sworlöslich Lithiumphosphat. De Proov, de ünnersocht warn schall, warrt dorför t. B. mit Natronlauge alkalisch maakt un mit en beten Dinatriumhydrogenphosphat Na₂HPO₄ versett. Bi’t Hittmaken fallt en witten Nedderslag ut, wenn Li⁺-Ionen vörhannen sünd:

${\displaystyle \mathrm {3\,Li^{+}+HPO_{4}^{2-}+OH^{-}\rightarrow Li_{3}PO_{4}\downarrow +H_{2}O} }$ 

Lithium tünnert al bi Normaltemperatur vun sülvst an de Luft in fletigen Tostand un ok as Metallstoff.^[13] Bi högere Temperaturen af 190 °C billt sik bi Kontakt mit de Luft glieks Lithiumoxid. In rein Suerstoff tünnert Lithium af ungefähr 100 °C, in rein Stickstoff reageert dat Metall erst bi högere Temperaturen to Lithiumnitrid.

Bi Kontakt mit Suerstoff- un halogenhollig Stoffen kann Lithium explosionsortig reageeren.

Metallsch Lithium veroorsakt Schaden dör Verbrennen oder Alkali-Verätzen, wiel dat mit Water ünner starke Afgaav vun Warms Lithiumhydroxid billt. Dorför reckt al de Huutfuchtigkeit ut.

Lihtium reageert düchtig un billt mit de meisten Nichmetallen cheemsch Verbinnen, wobi dat Lithium jümmer in de Oxidatschoonsstoop +I vörliggt. De Verbinnen sünd tomeist ionisch opboot, hebbt aver in’n Vergliek mit annere Alkalimetallen en hogen kovalenten Andeel. Dat wiest sik t. B. dorin, dat veele Lithiumsolten goot in Ethanol oder Aceton löst warrn künnt. Dat gifft ok en Reeg vun kovalente organsche Verbinnen mit Lithium. Veele Verbinnen sünd vunwegen de lieken Ionenradien in jemehr Egenschoppen un Verhollen liek de Magnesiumverbinnen (Schraagbetog in’t Periodensystem).

Waterstoff reageert mit Lithium to Hydriden. De eenfachste Verbinnen vun disse Oort is dat Lithiumhydrid LiH, dat ut de Elementen bi 600-700 °C tostannen kummt. De Stoff warrt as Raketendrievstoff verwennt oder för’t gaue Herstellen vun Waterstoff, as dat t. B. bi’t Opblasen vun Reddenswesten bruukt warrt. Dorneven gifft dat noch annere högere Hydriden as Lithiumaluminiumhydrid LiAlH₄, wat in de organschen Chemie as selektiven Waterstoffspenner för de Reduktschoon vun ünner annern Carbonyl- un Nitroverbinnen insett warrt.

För’t Utforschen vun de Karnfusion speelt Lithiumdeuterid (LiD) un Lithiumtritid (LiT) en bedüdend Rull. Rein Lithiumdeuterid sett de Energie vun Waterstoffbomben rünner, dorüm warrt dorför en Mischen ut LiD un LiT insett. Disse fasten Stoffen sünd lichter to bruken as dat Tritium, wat en grote Effusionssnelligkeit opwiest.

Mit Suerstoff kann Lithium to Lithiumoxid LiO₂ un Lithiumperoxid Li₂O₂ reageern. Wenn Lithium mit Water reageert, billt sik dorbi Lithiumhydroxid, wat en starke Base is. Ut Lithiumhydroxid warrt Lithiumfett maakt, wat to’n Smeren bi Autos verwennt warrt. Bito kann Lithiumhydroxid ok Kohlenstoffdioxid binnen un warrt dorüm in U-Booten insett to’n Regenereeren vun de Luft.

Lithium kann mit de Halogeniden Solten vun de Form LiX billn. Dat sünd in’n enkelten: Lithiumfluorid, Lithiumchlorid, Lithiumbromid un Lithiumiodid. Lithiumchlorid is teemlich hygroskoopsch, tütt also Water an, un warrt dorüm nich blots to’n Herstellen vun annere Lithiumverbinnen bruukt, man ok as Dröögmiddel. Technisch sehn is dat sowrlöslich Lithiumcarbonat de wichtigste Lithiumverbinnen. Dorut warrt de meisten anneren Verbinnen mit Lithium wunnen. Bito deent dat in de Glasindustrie un bi’t Herstellen vun Email as Fleetmiddel. Bi’t Herstellen vun Alumnium warrt Lithium to’n Verbetern vun de elektrisch Leddanlaag un de Viskosität vun de Smölt tosett.

Wietere Lithiumsolten sünd:

• Lithiumperchlorat,
• Lithiumnitrat, warrt mit Kaliumnitrat in de Gummiindustrie för de Vulkanisatschoon bruukt,
• Lithiumnitrid, entsteiht bi de Reaktschoon vun Lithium mit Stickstoff,
• Lithiumniobat, is in’n groten Bülgenlängrebeet transparent un warrt in de Optik un för Laser verwennt,
• Lithiumamid, is en starke Base, de bi de Reakschoon vun Lithium mit fletig Ammoniak entsteiht.
• Lithiumstearat, is en bedüdend Tosatz för Ölen, wenn de as Smeerfett insett warrn schüllt. De Fetten wiest denn en düchtig gode Temperaturbestännigkeit (>150 °C) op un blievt bit -20 °C smeerbor.^[14]

In’n Gegendeel to de meisten annren Alkalimetallorganyalen hebbt Lithiumorganylen en beachtliche Rull in de orgaanschen Chemie. Sünners vun Bedüden sünd dorbi n-Butyllithium, tert-Butyllithium, Methyllithium un Phenyllithium, de in Form vun jemehr Lösen in Pentan, Hexan, Cyclohexan un mitünner in Dimethylether ok kommerziell to kriegen sünd. Wunnen warrt se dör direkt Ümsetten vun dat metallsch Lithium mit Alkyl-/Arylhalegoniden:

${\displaystyle \mathrm {R{-X}+2\ Li\rightarrow Li{-R}+Li^{+}X^{-}} }$ 

oder dör Transmetalleeren t. B. ut Quecksülverorganylen:

${\displaystyle \mathrm {HgR_{2}+2\ Li\rightarrow 2\ Li{-R}+Hg} }$ 

Vunwegen de düüdlich kovalente Oort kann de Struktur vun Lithiumorganylen blots roor dör en eenfach Li-C-Binnen beschreven warrn. Tomeist gifft dat komplexe Strukturen, di ut dimere, tetramere oder hexamere Eenheiten tohopensett sünd. Lithiumorganylen sünd dull reageerende Verbinnen, de an de Luft to’n Deel vun sülvst tünnern doot. Mit Water reageert se tomeist explosionsortig. As Folg vun jemehr bannige Basizität reageert se ok mit eenige Löösmiddels, wat de Utwahl dorför düchtig ingrenzt. Reakschonen mit jem sünd blots in drögte Löösmiddels un ünner Schuulgas mööglich. Üm dormit to hanteeren is grote Vörsicht un ok al teemlich Künnen vun’n Üngang in de Chemie nödig.

En wietere Grupp vun orgaansch Lithiumverbinnen sünd de Lithiumamiden vun’n Tyyp LiNR₂. Dorvun findt sünners Lithiumdiisopropylamid (LDA) un Lithium-bis(trimethylsilyl)amid (LiHMDS, kiek ok: HMDS) as starke Basen ahn nukleophile Aktivität Verwennen.

Lithiumorganylen warrt an veele Steden bruukt, so t B. as Anstöter för anionsche Polymerisatschoon vun Olefinen, as Metalliseer-, Deprotoneer- oder Alkyliseermiddel.

Vun Bedüden sünd butendem de so nöömten Gilman-Cupraten vun den Tyyp R₂CuLi.

1. ↑ Lithium bei USGS Mineral Resources
2. ↑ M.Binnewies:Allgemeine und Anorganische Chemie, 1. Oplaag, Spektrum Verlag, 2006 (S. 241)
3. ↑ Skript över Batterien vun de TU Graz (PDF)
4. ↑ J. Cade: Lithium salts in the treatment of psychotic excitement. In: Med. J. Australia, 1949, 36, S. 349
5. ↑ M. Schou: Lithiumbehandlung der manisch-depressiven Krankheit. Thieme, 2001, ISBN 3-13-593304-0
6. ↑ M.J. Berridge Biochem. J. 220 (1984) 345-360
7. ↑ D. H. Carney et al. Cell 42 (1985) 479-488
8. ↑ R. Williams, W. J. Ryves, E. C. Dalton, B. Eickholt, G. Shaltiel, G. Agam, A. J. Harwood: A molecular cell biology of lithium. In: Biochem. Soc. Trans. 32. S. 799–802 (2004)
9. ↑ Psychopharmaka-Therapie
10. ↑ B.Woggon: Behandlung mit Psyhopharmaka. Huber, Bern 1998, S. 77-84
11. ↑ Översicht Halluzinogenen
12. ↑ Översicht över all Spektrallienen
13. ↑ BGIA Gestis Stoffdatenbank
14. ↑ Uniterra.de Periodensystem: Lithium