Litiu

De la Wikipedia, enciclopedia liberă
Salt la: Navigare, căutare
Pentru alte sensuri, vedeți Lithium.
Litiu
Lithium paraffin.jpg
HeliuLitiuBeriliu
H
  Cubic-face-centered.svg

3
Li
 
               
               
                                   
                                   
                                                               
                                                               
Li
Na
Tabelul completTabelul extins
Informații generale
Nume, Simbol, Număr Litiu, Li, 3
Serie chimică metale alcaline
Grupă, Perioadă, Bloc 1, 2, s
Densitate 535 kg/m³
Culoare alb-argintiu/gri
Număr CAS 7439-93-2
Număr EINECS
Proprietăți atomice
Masă atomică 6,941 u
Rază atomică 145 (167) pm
Rază de covalență 134 pm
Rază van der Waals 182 pm
Configurație electronică [He]2s1
Electroni pe nivelul de energie 2, 1
Număr de oxidare +1
Oxid bază tare
Structură cristalină Cubică cu fețe centrate
Proprietăți fizice
Fază ordinară solid
Punct de topire 180,5 °C ; 453,69 K
Punct de fierbere 1 341,9 °C ; 1 615 K
Energie de fuziune 3 kJ/mol
Energie de evaporare 145,92 kJ/mol
Temperatură critică  K
Presiune critică  Pa
Volum molar 13,02×10-6 m³/kmol
Presiune de vapori 1,63×10-8
Viteza sunetului 6000 m/s la 20 °C
Forță magnetică
Informații diverse
Electronegativitate (Pauling) 0,98
Căldură specifică 3582 J/(kg·K)
Conductivitate electrică 10,8×106 S/m
Conductivitate termică 84,7 W/(m·K)
Prima energie de ionizare 520,2 kJ/mol
A 2-a energie de ionizare 7298,1 kJ/mol
A 3-a energie de ionizare {{{potențial_de_ionizare_3}}} kJ/mol
A 4-a energie de ionizare {{{potențial_de_ionizare_4}}} kJ/mol
A 5-a energie de ionizare {{{potențial_de_ionizare_5}}} kJ/mol
A 6-a energie de ionizare {{{potențial_de_ionizare_6}}} kJ/mol
A 7-a energie de ionizare {{{potențial_de_ionizare_7}}} kJ/mol
A 8-a energie de ionizare {{{potențial_de_ionizare_8}}} kJ/mol
A 9-a energie de ionizare {{{potențial_de_ionizare_9}}} kJ/mol
A 10-a energie de ionizare {{{potențial_de_ionizare_10}}} kJ/mol
Cei mai stabili izotopi
Simbol AN T1/2 MD Ed PD
MeV
6Li 7,5 % stabil cu 3 neutroni
7Li 92,5 % stabil cu 4 neutroni
8Li sintetic 0,838 s β- 16 8Be
Precauții
NFPA 704
Unitățile SI și condiții de temperatură și presiune normale dacă nu s-a specificat altfel.
Litiu

Litiul (din greacă: λίθος lithos, "piatră") este un element chimic având simbolul chimic Li și numărul atomic 3. Este un metal alcalin de culoare alb-argintie, iar în condiții normale, este cel mai ușor metal și cel mai puțin dens solid. La fel ca toate metalele alcaline, litiul este foarte reactiv, se corodează rapid în aer umed pierzându-și luciul și înnegrindu-se, fiind din acest motiv păstrat sub un strat de ulei.

Datorită reactivitîții sale înalte, litiul nu este niciodată întâlnit sub formă brută în natură, fiind prezent totuși sub formă de compuși ionici. Este constituent al unor minerale pegmatice, însă datorită solubilității sale ionice, este prezent în apa oceanelor și obținut din saramuri și argile. Pe scală comercială, litiul este izolat electrolitic dintr-un amestec de clorura de litiu si clorura de potasiu.

Literatura de specialitate menționează că litiul (mai ales 7Li) a fost unul dintre puținele elemente sintetizate în urma Big Bang-ului[1], deși cantitatea lui a scăzut semnificativ. Motivele dispariției și procesele prin care litiul este produs continuă să fie unul dintre studiile importante din astronomie.

Nucleii de litiu sunt instabili, din moment ce 2 izotopi stabili de litiu intalniti in natura au energiile de fuzionare cele mai joase per nucleon dintre toti nuclizii stabili. Datorita acesteia, litiul este elementul cel mai putin intalnit in Sistemul solar decat 25 din cele 32 de elemente chimice, cu toate ca nucleii sai sunt foarte usori ca si masa atomica.[2] Din motive asemanatoare, litiul este un material importat in fizica nucleara, fiind elementul utilizat in transmutarea heliului in 1932, actiune care a condus la prima reactie nucleara, iar deuteridul de litiu-6 a fost utilizat ca si combustibil de fuziune in armele termonucleare. Litiul si compusii sai au cateva aplicatii industriale, inclusiv fabricarea sticlei termorezistente si ceramicei, lubrifiantilor pe baza de litiu, aditivi de flux utilizati in productia de fier, otel si aluminiu, baterii pe baza de litiu si ioni de litiu. Aceste intrebuintari consuma mai mult de 3/4 din productia de litiu.

Cantitati minuscule de litiu sunt continute de toate organismele. Elementul nu serveste nici o functie biologica vitala, din moment ce animalele si plantele pot supravietui fara acest metalș totodata, functii non-vitale nu au fost eliminate. Ionul de litiu Li+ administrat ca si orice sare al acestui metal s-a dovedit a fi util ca si medicament de stabilizare al bolnavilor bipolari, datorita efectelor neurologice ale ionului asupra organismului uman.

Istoric[modificare | modificare sursă]

Johan August Arfwedson este creditat ca fiind descoperitorul litiului in 1817

Petalitul (LiAlSi4O10) a fost descoperit in anul 1800 de catre chimistul brazilian José Bonifácio de Andrada e Silva intr-o mina de pe insula Utö, Suedia.[3][4][5][6] Cu toate acestea, abia in 1817 Johan August Arfwedson va descoperi prezenta unui nou element in timp ce analiza minereul de petalit in laboratorul lui Jöns Jakob Berzelius.[7][8][9][10] Acest element forma compusi asemanatori celor ai sodiului si potasiului, desi carbonatul de litiu si hidroxidul de litiu erau mai putin solubile in apa si mult mai alcaline.[11] Berzelius numise materialul alcalin "lithion/lithina", din grecescul λιθoς (lithos, insemnand "piatra"), sugerand descoperirea sa intr-un material solid, spre deosebire de potasiul descoperit in cenusa plantelor si sodiul care este foarte abundent in sangele animalelor. Ulterior, va numi metalul din interiorul materialului solid "lithium".[12][5][10], iar Arfwedson va demonstra că spodumenul și lepidolitul de asemenea conțin litiu.[5]

In 1818, Christian Gmelin a fost primul care a observat ca sarurile de litiu pot fi detectate daca o flacara are culoarea rosie in contact cu acestea.[13][5] Cu toate acestea, Arfwedson si Gmelin incercasera (fara success) sa izoleze elementul pur din sarurile acestuia.[5][10][14]

Elementul a fost izolat abia in 1821, cand William Thomas Brande a obtinut litiul prin electroliza oxidului de litiu, process care a fost utilizat in trecut de catre Sir Humphry Davy sa izoleze potasiul si sodiul.[15][16][14][17][18] Brande a descris unele saruri pure ale litiului, precum clorura de litiu si, folosindu-se de estimarea continutului de litiu din oxidul sau (55% metal), a estimat masa atomica a metalului ca fiind in jurul valorii de 9.8 g/mol (valoarea moderna ~6.94 g/mol).[19]

In 1855, litiul a fost produs in cantitati mai mari prin electroliza clorurii de litiu, de catre Robert Bunsen si Augustus Matthiessen.[20][5] Descoperirea acestui procedeu a condus la productia litiului in scop comercial, incepand cu anul 1923, de catre compania germana Metallgesellschaft AG, care au realizat electroliza unui amestec lichid de clorura de litiu si clorura de potasiu.[5][21][22]

Structură atomică[modificare | modificare sursă]

Modelul planetar al atomului de litiu

Structura atomului de litiu este determinată de numărul nucleonilor din nucleul atomic, astfel că pentru izotopul său natural, 7Li, litiul are 3 protoni și 7 neutroni. Numărul neutronilor poate varia în funcție de izotop. Raza atomică medie este de 152 pm[23], raza ionică e de 76 pm[24], iar raza covalentă este de 134 pm[25].

Configurația electronică a atomului de litiu este [He]2s1[26]

Izotopi[modificare | modificare sursă]

Elementul prezinta 2 izotopi stabili: 6Li si 7Li; abundenta lor este intalnita in sursele naturale sub proportiile de 7.59%, respectiv 92.41%[27].

Abundenta cosmica a izotopilor de litiu reflecta nucleosinteza primordiala, indicandu-se astfel importanta geochimica si cosmochimica[28]. Datorita maselor diferite, izotopii de litiu sunt predispusi la separare in cadrul proceselor geologice. Diferenta de masa este de aproximativ 16%, fiind cea mai inalta valoare in cadrul elementelor ionizate termal[29].

Determinarea izotopica a litiului se poate face in solutie apoasa prin spectroscopie de absorbtie atomica (Atomic Absorbtion Spectroscopy) sau spectroscopie de emisie in flama (Flame Emission Spectroscopy) utilizand linia spectrala de 670.8 nm sau, daca este nevoie de mai multa acuratete, spectroscopia electrotermala de absorbtie atomica (E'lectroThermalAtomic Absorbtion Spectroscopy) poate fi folosita[30].

Proprietăți[modificare | modificare sursă]

Proprietăți fizice[modificare | modificare sursă]

Litiul pur este un metal foarte moale, care nu poate fi utilizat in industria uneltelor[31]. Pentru a i se mari rezistenta, alte metale sunt adaugate; cand este in combinatie cu magneziul, cele 2 metale formeaza un aliaj foarte usor si puternic, comparativ cu fierul sau cuprul. Aceasta duritate este masurata in scala Mohs, iar litiul prezinta duritatea 0.6 in aceasta scala[31].

Sub flacără, litiul luminează cu flacără albă și fără eliberare de scântei și zgomot[32].

Densitatea litiului este de 0.534g/cm3[31].

Proprietăți chimice[modificare | modificare sursă]

Litiul descompune apa; în aer se aprinde formând oxid de litiu și superoxid de litiu, Li2O. Încălzit în atmosferă de hidrogen formează hidrura de litiu, LiH, care este cea mai stabilă dintre hidrurile metalelor alcaline. Litiul este singurul metal alcalin care se combină direct cu azotul la rece, formând nitrura, Li3N; de asemenea, se combină direct la cald cu halogenii formând halogenuri, LiX, cu sulf, formând sulfura, Li2S, cu carbonul, formând carbura, Li2C2, cu siliciul, formând siliciura, Li6Si2, etc.

Compușii elementului[modificare | modificare sursă]

Compuși organolitici[modificare | modificare sursă]

Răspândire[modificare | modificare sursă]

Litiul este al 33-lea element ca abundență pe Pământ[33], dar datorită marii lui reactivități este găsit doar sub formă de compus. Litiul se găsește în zăcăminte pegmatitice, dar se poate obține de asemenea din apa de mare și argilă; la scară industrială, litiul este izolat electrolitic dintr-o mixtură de clorură de litiu și clorură de potasiu.

Litiul se găsește foarte puțin răspândit în natură. În cantități mici însoțește potasiul și sodiul în unele roci, cum sunt spodumenul, un silicat de litiu și aluminiu, LiAl[SiO3]2, lepidolitul, un fluoro- sau hidroxo-aluminosilicat de litiu, potasiu și aluminiu, Li3K2Al3[Al(Si3O10)2(OH, F)4], zinnwalditul, o varietate de lepidolit cu mult fier, etc. Cantități mici de compuși de litiu se găsesc în unele ape minerale, în diferite plante (ca de exemplu, tutun, sfeclă de zahăr, trestie de zahăr), etc.

Litiul se obține, de obicei, prin electroliza clorurii de litiu topite.

Este un metal moale; are cea mai mică densitate dintre metale.

Producere[modificare | modificare sursă]

Preparare în laborator[modificare | modificare sursă]

Prepararea litiului se face prin electroliza unui amestec de clorura de litiu si clorura de potasiu[34].

Celula metalica de litiu este construita dintr-un invelis de otel cu continut scazut de carbon, care functioneaza drept catod si un container ce contine sare fuzionata si o tija de grafit, care functioneaza ca anod. Celula este incarcata initial cu un amestec de clorura de litiu (55%) si clorura de potasiu (45%); amestecul electrolitic se topeste la aproximativ 400C, care este considerat mai jos decat punctul de topire al clorurii de litiu (610C). Incalzitori auxiliari incep sa topeasca electrolitul pentru a se incepe conductia electrica, iar in momentul cand aceasta este prezenta, caldura generata de rezistenta interna a celulei este suficienta pentru a mentine electrolitul topit.

Litiul care este redus la nivelul catodului pluteste la suprafata celulei, de unde este recoltat. Clorul produs la anod este captat si ventilat. Clorura de litiu este adaugata in celula pentru a inlocui procentul care a fost utilizat in electroliza; in conditii normale, o asemenea celula poate opera pentru cateva luni fara a fi oprita pentru intretinere[35].

Producere la scară industrială[modificare | modificare sursă]

Productia si utilizarea litiului a suferit cateva schimbari drastice in decursul istoriei. Metalul a fost utilizat in compozitia vaselinei utilizate in motoarele avioanelor, precum si in aplicatii similare in timpul Celui de-al Doilea Razboi Mondial. Acest uz a fost sustinut de faptul ca sapunurile pe baza de litiu au un punct de topire mai inalt decat alte sapunuri pe baza de alcaline si sunt mai putin corozive decat sapunurile pe baza de calciu. Piata redusa a acestor sapunuri a fost sustinuta de cateva centre miniere mici, in marea parte a Statelor Unite.

Cererea de litiu a crescut dramatic in timpul Razboiului Rece prin productia armelor de fuziune nucleara. Izotopii litiului (litiu-6 si litiu-7) produc tritiu in momentul iradierii cu neutroni, fiind foarte utili pentru productia tritiului si totodata a unei forme de combustibil de fuziune utilizat in interiorul bombelor cu hidrogen, sub forma deuteridului de litiu. SUA devenise primul producator de litiu in perioada sfarsitului anilor '50 si mijlocul anilor '80. La finalul acestei perioade, depozitele de litiu erau estimate a fi de 42.000 tone de hidroxid de litiu; depozitulpierduse 75% din continutul de litiu-6, fiind destul incat sa afecteze masa atomica masurata al litiului in multe chimicale standardizate, precum si cea a surselor naturale de litiu, care au fost contaminate de catre sarurile de litiu descarcate din cadrul facilitatilor de separate izotopica in cadrul panzei freatice.[36][37]

Litiul a fost utilizat in scaderea punctului de topire al sticlei si imbunatatirea comportamentului oxidului de aluminiu prin procesul Hall-Héroult.[38][39] Aceste 2 intrebuintari dominasera piata pana spre mijlocul anilor '90. Cererea de litiu pentru armele nucleare a scazut si vanzarile depozitelor pentru Departamentul de Energie au condus la reducerea pretului acestui metal[37]. Cu toate acestea, in aceeasi perioada a anilor 90', cateva companii au inceput extragerea litiului din saramuri, care s-au dovedit a fi surse mai putin costisitoare decat mineritul subteran sau de suprafata. Cele mai multe mine s-au inchis sau si-au concentrat activitatea spre alte materiale, deoarece doar pegmatitele puteau fi prelucrate pentru un pret competitiv. De exemplu, minele de langa Kings Mountain, Carolina de Nord s-au inchis inainte de inceperea secolului 21.

Dezvoltarea bateriilor pe baza de ioni de litiu a crescut cererea pentru acest metal si devenise intrebuintarea dominanta in 2007.[40] In urma valului de cereri de litiu in baterii in anii 2000, noi companii si-au dezvoltat tehnicile de extragere a metalului din saramuri, pentru a onora nivelul cererii.[41][42]

Producție (tone metrice)[43] (estimat de USGS)
Țara 1991 1992 1993 1994 1995 1996 1997 1998 1999 2000 2001 2002
 Argentina 6 12 6 8 8 8 8 1130 200 200 200 200
 Australia 2720 2860 3560 3570 3700 3700 2800 2100 2200 2400 2400 2000
 Brazilia 22 32 32 32 32 32 32 32 32 32 220
 Canada 380 580 590 630 660 690 1600 700 710 710 700 700
 Chile 2100 2660 2550 2550 2600 2700 4551 5326 5674 6732 6757 6800
 China 2710 2710 2710 2800 2800 2800 2909 2440 2346 2440 2440 2400
 Namibia 23 22 14 36 50 48 40 28
 Portugalia 200 180 180 180 180 160 180 160 140 140 140 200
 Rusia 1000 900 800 800 800 800 2000 2000 2000 2000 2000 2000
 Statele Unite ale Americii 900 900 900 900 800 800 1070 700 700 700 700 700
 Zimbabwe 180 260 360 470 520 500 700 1000 700 740 700 700
Lume 9341 11116 11702 11976 12150 12238 15890 15616 14702 16094 16037 15920

Utilizare[modificare | modificare sursă]

Litiul și compușii săi au și alte câteva aplicații industriale, incluzând sticlă și ceramică termorezistentă, aliaje de mare rezistență și cu greutate redusă folosite în aeronautică și nu în ultimul rând baterii alcaline cu litiu. Litiul, de asemenea are un rol important în fizica nucleară: fisiunea atomilor de litiu a fost prima reacție nucleară efectuată de către omenire, și deuteriura de litiu este combustibil pentru armele termonucleare.

Medicină[modificare | modificare sursă]

In 1859, Garrod descrie prima utilizare medicala a litiului in cadrul tratamentelor reumatice si a gusei, mentionand litiul in cadrul depresiei[44] Uratul de litiu este cea mai solubila sare a acidului uric, fiind utilizata pentru stimularea excretiei de acid uric pentru atenuarea gusei[44]

In anul 1949, psihiatrul australian John F.J. Cade mentionase carbonatul de litiu in cadrul tratamentelor aplicate pacientilor maniaco-depresivi, fiind prima demonstratie a unui proces chimic ce putea fi utilizat pentru a estompa simptomele unei boli psihiatrice[45]. Pana in acel moment, singurele medicamente care ar fi avut acest efect ar fi fost narcoticele si drogurile halucinogene; nici un alt medicament nu a schimbat fundamentul proceselor patologice in randul bolilor psihiatrice[45]. Litiul devenise un instrument revolutionar deoarece permitea intelegerea afectiunii psihiatrice la nivel molecular si posibilitatea tratarii[45].

Ceramică și sticlă[modificare | modificare sursă]

Acumulatori și baterii[modificare | modificare sursă]

Lubrifianți[modificare | modificare sursă]

Metalurgie[modificare | modificare sursă]

Nuclear[modificare | modificare sursă]

Alte aplicații[modificare | modificare sursă]

Rolul elementului în biologie[modificare | modificare sursă]

Cantități mici de litiu se găsesc în apa oceanelor și în unele organisme vii, cu toate că s-a constatat că nu îndeplinește nici o necesitate biologică pentru organismul uman. Totuși, efectul neurologic al ionilor de litiu Li+, face ca unele săruri de litiu să fie folosite ca medicamente pentru îmbunătățirea stării de spirit.

Litiul afecteaza functiile tiroidiene, demonstrandu-se fluctuatii ale Tiroxinei (T4) si hormonului tirotropic (TSH) dupa 4 luni de tratament[46] Mecanismul de functionare este obscur, insa litiul inhiba sinteza tiroxinei si eliberarea acesteia din tiroida.

In urma studiului pe sobolani, s-a aratat ca litiul crestea concentratia de substanta-P, neurokinina-A, peptide corelate cu calcitonina si neuropeptide-Y, insa doar dupa administrarea a 4mmol/kg corporal de sulfat de litiu, fiind o doza mai mare de 4 ori decat cea normala pentru om[47]. Litiul stimuleaza acumularea extracelulara de glutamat, avand proprietati identice cu inhibitorii de transport ai glutamatului (L-trans-pirolidina-2, 4-acid dicarboxilic si acid dihidrokainic. Acest lucru sugereaza ca aceasta acumulare indusa de litiu este cauzata de inhibarea dozajului in celule[47].

Eritrocitele sunt celulele care au fost studiate cel mai mult privind transportul membranar al litiului deoarece se obtin cel mai usor si sunt intalnite ca si celule individuale[48]; totusi, doza de litiu prezenta in aceste celule nu poate fi intalnita in aceeasi masura in cadrul altor tesuturi datorita morfologiei si metabolismului lor atipic[48]. In ciuda acestui fapt, numeroase experimente au avut loc, determinandu-se astfel 5 moduri de a transporta litiul[48]:

  • Schimbul Na-Li - Mecanismul este determinat de fluxul de litiu din celule, nereactionand in prezenta g-strofantinei (ouabain), este blocat de floretin, independent de ATP si manifesta caracter de saturatie[49]. Stoichiometria este stricta de 1:1, iar afinitatea pentru ambii cationi este mult mai mare la suprafata celulara (litiul manifestand acest caracter de 20-30 de ori mai mult decat cel al sodiului)[50]. S-a demonstrat, de asemenea, ca administrarea cronica a litiului in subiectii umani conduce, in cele din urma, la reducerea transportului litiu-sodiu in eritrocite[51].
  • Schimbul anionic
  • Fisura
  • Pompa de ATP Na-K
  • Co-transportul de Na-K

Măsuri de protecție chimică[modificare | modificare sursă]

Litiul metalic este extrem de inflamabil, exploziv si toxic. Prezinta reactia de autocombustie in contact cu apa, acizi si chiar si atmosfera umeda. Totodata, are rol de agent reducator care cedeaza un electron agentilor oxidanti activi care necesita completarea stratului de valenta - astfel, explicandu-se reactia chimica violenta. Litiul va arde in atmosfera de azot, care este relativ stabila[52].

Ca si mediu de depozitare, litiul trebuie pastrat intr-un container cu ulei sau intr-un mediu lipsit de aer si umezeala; incendiile cauzate de litiu sunt extrem de dificil de stins; datorita reactiei cu apa, aceasta nu poate fi utilizata in stingerea incendiilor datorita actiunii sale de catalizator asupra litiului. Un amestec special de substante sau nisip uscat este necesar pentru stingerea acestora[52].

Toxicitate[modificare | modificare sursă]

Litiul este considerat a fi mult mai toxic decat celelalte metale alcaline; cu toate acestea, ingestia unei cantitati mici de ioni de litiu este considerata a fi mai putin daunatoare atunci cand o persoana are o dieta ce include sodiul in doza zilnica recomandata normala[53].

Sarurile de litiu administrate oral previn sau diminueaza tulburarile maniaco-depresive, administrandu-se 600-1800 mg de carbonat de litiu zilnic, iar pacientii care urmeaza tratamente cu litiu au parte de supraveghere riguroasa (in special cei care folosesc antidepresive)[52].

Alte saruri de litiu pot fi utilizate de asemenea, iar la inceputul tratamentului, unii pacienti acuza slabiciune musculara, iritari gastro-intestinale, insa aceste simptome dispar in aproximativ o saptamana. Tratamentul indelungat conduce la tremur al mainilor; un alt simptom ar fi aparitia ocazionala a unei guse ce se micsoreaza sau se dispare daca tratamentul este intrerupt temporar[53].

Ionul de litiu nu este metabolizat in organism si nu este legat de proteine sau plasma, insa creaza un echilibru dinamic cu celelalte saruri. Este excretat in principal prin intermediul rinichilor[53].

Ingerarea unei cantitati mari de saruri de litiu conduce la intoxicatie cu litiu. Simptomele acesteia includ ameteala, tremur necontrolat, spasme musculare, vorbire nearticulata, inapetenta, voma si diaree. Aceasta afecteaza sistemul nervos central[53].

Nu se cunoaste un antidot specific pentru otravirea cu litiu, iar principala metoda de tratament este mentinerea cailor aeriene libere si prevenirea infectiilor respiratorii. Totodata, nu au fost inregistrate cazuri de dependenta de litiu si nu s-au inregistrat simptome de sevraj[54]

Note[modificare | modificare sursă]

  1. ^ Star Clusters: Saas-Fee Advanced Course 28. Lecture Notes 1998 Swiss Society ..., de B.W. Carney, pagina 130
  2. ^ Numerical data from: Lodders, Katharina (10 iulie 2003). „Solar System Abundances and Condensation Temperatures of the Elements” (PDF). The Astrophysical Journal (The American Astronomical Society) 591 (2): 1220–1247. doi:10.1086/375492. Bibcode2003ApJ...591.1220L. http://weft.astro.washington.edu/courses/astro557/LODDERS.pdf.  Graphed at File:SolarSystemAbundances.jpg
  3. ^ D'Andraba (1800). „Des caractères et des propriétés de plusieurs nouveaux minérauxde Suède et de Norwège , avec quelques observations chimiques faites sur ces substances”. Journal de chimie et de physique 51: 239. http://www.biodiversitylibrary.org/item/29658#page/256/mode/1up. 
  4. ^ Petalite Mineral Information”. Mindat.org. http://www.mindat.org/min-3171.html. Accesat la 10 august 2009. 
  5. ^ a b c d e f g Lithium:Historical information. http://www.webelements.com/lithium/history.html. Accesat la 10 august 2009. 
  6. ^ Weeks, Mary (2003). Discovery of the Elements. Whitefish, Montana, United States: Kessinger Publishing. p. 124. ISBN 0-7661-3872-0. http://books.google.com/?id=SJIk9BPdNWcC. Accesat la 10 august 2009 
  7. ^ Berzelius (1817). „Ein neues mineralisches Alkali und ein neues Metall [A new mineral alkali and a new metal]”. Journal für Chemie und Physik 21: 44–48. http://books.google.com/books?id=kAsAAAAAMAAJ&pg=PA44.  From p. 45: "Herr August Arfwedson, ein junger sehr verdienstvoller Chemiker, der seit einem Jahre in meinem Laboratorie arbeitet, fand bei einer Analyse des Petalits von Uto's Eisengrube, einen alkalischen Bestandtheil, … Wir haben es Lithion genannt, um dadurch auf seine erste Entdeckung im Mineralreich anzuspielen, da die beiden anderen erst in der organischen Natur entdeckt wurden. Sein Radical wird dann Lithium genannt werden." (Mr. August Arfwedson, a young, very meritorious chemist, who has worked in my laboratory for a year, found during an analysis of petalite from Uto's iron mine, an alkaline component … We've named it lithion, in order to allude thereby to its first discovery in the mineral realm, since the two others were first discovered in organic nature. Its radical will then be named "lithium".)
  8. ^ Johan August Arfwedson”. Periodic Table Live!. Există o versiune arhivată la 7 octombrie 2010. http://web.archive.org/web/20101007084500/http://www.chemeddl.org/collections/ptl/ptl/chemists/bios/arfwedson.html. Accesat la 10 august 2009. 
  9. ^ Johan Arfwedson”. Există o versiune arhivată la 5 iunie 2008. http://web.archive.org/web/20080605152857/http://genchem.chem.wisc.edu/lab/PTL/PTL/BIOS/arfwdson.htm. Accesat la 10 august 2009. 
  10. ^ a b c van der Krogt, Peter. „Lithium”. Elementymology & Elements Multidict. http://elements.vanderkrogt.net/element.php?sym=Li. Accesat la 5 octombrie 2010. 
  11. ^ Clark, Jim (2005). „Compounds of the Group 1 Elements. http://www.chemguide.co.uk/inorganic/group1/compounds.html. Accesat la 10 august 2009. 
  12. ^ Eroare la citare: Etichetă <ref> invalidă; niciun text nu a fost furnizat pentru ref-urile numite krebs
  13. ^ C. G. Gmelin (1818) "Von dem Lithon" (On lithium) Annalen der Physik, 59 : 238-241. From p. 238: "Es löste sich in diesem ein Salz auf, das an der Luft zerfloss, und nach Art der Strontiansalze den Alkohol mit einer purpurrothen Flamme brennen machte." (There dissolved in this [solvent; namely, absolute alcohol] a salt that deliquesced in air, and in the manner of strontium salts, caused the alcohol to burn with a purple-red flame.)
  14. ^ a b Enghag, Per (2004). Encyclopedia of the Elements: Technical Data – History –Processing – Applications. Wiley. pp. 287–300. ISBN 978-3-527-30666-4 
  15. ^ William Thomas Brande, A Manual of Chemistry, … , 2nd ed. (London, England: John Murray, 1821), vol. 2, pp. 57-58.
  16. ^ Emsley, John (2001). Nature's Building Blocks. Oxford: Oxford University Press. ISBN 0-19-850341-5 
  17. ^ Various authors (1818). „The Quarterly journal of science and the arts” (PDF). The Quarterly Journal of Science and the Arts (Royal Institution of Great Britain) 5: 338. http://books.google.com/?id=D_4WAAAAYAAJ. Accesat la 5 octombrie 2010. 
  18. ^ Timeline science and engineering”. DiracDelta Science & Engineering Encyclopedia. http://www.diracdelta.co.uk/science/source/t/i/timeline/source.html. Accesat la 18 septembrie 2008. 
  19. ^ Brande, William Thomas; MacNeven, William James (1821). A manual of chemistry. Long. p. 191. http://books.google.com/?id=zkIAAAAAYAAJ. Accesat la 8 octombrie 2010 
  20. ^ R. Bunsen (1855) "Darstellung des Lithiums" (Preparation of lithium), Annalen der Chemie und Pharmacie, 94 : 107-111.
  21. ^ Green, Thomas (11 iunie 2006). „Analysis of the Element Lithium”. echeat. http://www.echeat.com/free-essay/Analysis-of-the-Element-Lithium-29195.aspx. 
  22. ^ Garrett, Donald E (5 aprilie 2004). Handbook of Lithium and Natural Calcium Chloride. p. 99. ISBN 9780080472904. http://books.google.de/books?id=Ua2SVcUBHZgC&pg=PA99 
  23. ^ Physical Science editat de Saddleback Educational Publishing, pagina 25
  24. ^ Inorganic Chemistry, pagina 164
  25. ^ Periodic Table & Periodic Properties De M. Satake, pagina 33
  26. ^ Understanding Solids: The Science of Materials De Richard J. D. Tilley, pagina 12
  27. ^ Handbook of Stable Isotope Analytical Techniques, Volumul 2 De Pier Anne de Groot, pagina 225
  28. ^ Handbook of Stable Isotope Analytical Techniques, Volumul 2 De Pier Anne de Groot, pagina 225
  29. ^ Handbook of Stable Isotope Analytical Techniques, Volumul 2 De Pier Anne de Groot, pagina 225
  30. ^ Metal Ions in Biological Systems: Volume 41: Metal Ions and Their Complexes ...,editat de Astrid Sige, pagina 308
  31. ^ a b c Lithium, de Paula Johanson, Cuprins
  32. ^ annual of scientific discovery or, year-book of facts in science and art for ..., pagina 218
  33. ^ The History and Use of Our Earth's Chemical Elements: A Reference Guide De Robert E. Krebs, pagina 48
  34. ^ The Chemistry of Lithium, Sodium, Potassium, Rubidium, Cesium and Francium ... De William A. Hart,O. F. Beumel,Thomas P. Whaley, pagina 335
  35. ^ The Chemistry of Lithium, Sodium, Potassium, Rubidium, Cesium and Francium ... De William A. Hart,O. F. Beumel,Thomas P. Whaley, pagina 335
  36. ^ Eroare la citare: Etichetă <ref> invalidă; niciun text nu a fost furnizat pentru ref-urile numite Coplen2002
  37. ^ a b Ober, Joyce A. (1994). „Commodity Report 1994: Lithium”. United States Geological Survey. http://minerals.usgs.gov/minerals/pubs/commodity/lithium/450494.pdf. Accesat la 3 noiembrie 2010. 
  38. ^ Deberitz, Jürgen; Boche, Gernot (2003). „Lithium und seine Verbindungen – Industrielle, medizinische und wissenschaftliche Bedeutung”. Chemie in unserer Zeit 37 (4): 258. doi:10.1002/ciuz.200300264. 
  39. ^ Bauer, Richard (1985). „Lithium – wie es nicht im Lehrbuch steht”. Chemie in unserer Zeit 19 (5): 167. doi:10.1002/ciuz.19850190505. 
  40. ^ Ober, Joyce A. (1994). „Minerals Yearbook 2007 : Lithium”. United States Geological Survey. http://minerals.usgs.gov/minerals/pubs/commodity/lithium/myb1-2007-lithi.pdf. Accesat la 3 noiembrie 2010. 
  41. ^ Kogel, Jessica Elzea (2006). „Lithium”. Industrial minerals & rocks: commodities, markets, and uses. Littleton, Colo.: Society for Mining, Metallurgy, and Exploration. p. 599. ISBN 978-0-87335-233-8. http://books.google.com/?id=zNicdkuulE4C&pg=PA600&lpg=PAPA599 
  42. ^ McKetta, John J. (18 iulie 2007). Encyclopedia of Chemical Processing and Design: Volume 28 – Lactic Acid to Magnesium Supply-Demand Relationships. M. Dekker. ISBN 978-0-8247-2478-8. http://books.google.com/books?id=8erDL_DnsgAC&pg=PA339. Accesat la 29 septembrie 2010 
  43. ^ Handbook of Lithium and Natural Calcium Chloride De Donald E. Garrett, pagina 205
  44. ^ a b Metal Ions in Biological Systems: Volume 41: Metal Ions and Their Complexes ... editat de Astrid Sigel, pagina 314
  45. ^ a b c Metal Ions in Biological Systems: Volume 41: Metal Ions and Their Complexes ..., editat de Astrid Sigel, pagina 307
  46. ^ Metal Ions in Biological Systems: Volume 41: Metal Ions and Their Complexes ... editat de Astrid Sigel, pagina 315
  47. ^ a b Metal Ions in Biological Systems: Volume 41: Metal Ions and Their Complexes ...,editat de Astrid Sige, pagina 312
  48. ^ a b c Monovalent Cations in Biological Systems, De Charles A. Pasternak, pagina 345
  49. ^ Monovalent Cations in Biological Systems De Charles A. Pasternak, pagina 345
  50. ^ Monovalent Cations in Biological Systems De Charles A. Pasternak, pagina 345
  51. ^ Monovalent Cations in Biological Systems De Charles A. Pasternak, pagina 345
  52. ^ a b c The History and Use of Our Earth's Chemical Elements: A Reference Guide, De Robert E. Krebs, pagina 50
  53. ^ a b c d The Chemistry of Lithium, Sodium, Potassium, Rubidium, Cesium and Francium ..., De William A. Hart,O. F. Beumel,Thomas P. Whaley, pagina 334
  54. ^ The Chemistry of Lithium, Sodium, Potassium, Rubidium, Cesium and Francium ..., De William A. Hart,O. F. Beumel,Thomas P. Whaley

Vezi și[modificare | modificare sursă]

Legături externe[modificare | modificare sursă]

Bibliografie[modificare | modificare sursă]

  • D. Marian, Metale de înaltă puritate, Editura Tehnică, 1988
  • A Banciu Din istoria descoperirii elementelor chimice, ESE,1981
  • Liviu Oniciu Chimie fizică. Electrochimie ed I, II EDP 1974, 1977
  • Liviu Oniciu Conversia electrochimică a energiei 1977

Bibliografie suplimentară[modificare | modificare sursă]