Lithium
Lithium is de eerste van de alkaliën in het periodiek systeem. In de natuur komt het voor als een mengsel van de isotopen Li6 en Li7. Het is het lichtste vaste metaal, het is zacht, zilverwit, met een laag smeltpunt en reactief. Veel van zijn fysische en chemische eigenschappen lijken meer op die van de aardalkalimetalen dan op die van zijn eigen groep.
Tussen de belangrijkste eigenschappen van lithium vinden we zijn hoge soortelijke warmte (calorisch vermogen), het enorme temperatuurinterval in vloeibare toestand, het hoge termische geleidingsvermogen, de lage viscositeit en de zeer lage dichtheid. Metallisch lithium is oplosbaar in alifatische amines met een korte keten, zoals etilamine. Het is onoplosbaar in koolwaterstoffen.
Lithium neemt deel aan een groot aantal reacties, zowel met organische reactanten als met anorganische reactanten. Het reageert met zuurstof om monoxide en peroxide te vormen. Het is het enige alkalische metaal dat bij omgevingstemperatuur met stikstof reageert en daarbij een zwarte nitraat produceert. Het reageert gemakkelijk met waterstof bij bijna 500ºC (930ºF) om lithiumhydride te vormen. De reactie van metallisch lithium met water is zeer heftig. Lithium reageert direct met de koolstof om de carburator te vormen. Het bindt zich gemakkelijk met halogenen en vormt halogenen met lichtemissie. Hoewel het niet reageert met parafinische koolwaterstoffen, experimenteert het additiereacties met alquenzen die gesubstitueerd zijn door arile- en diene-groepen. Het reageert ook met acetylenische verbindingen, waarbij lithiumacetylures worden gevormd, die belangrijk zijn bij de synthese van vitamine A.
Toepassingen
De belangrijkste lithiumverbinding is het lithiumhydroxide. Het is een wit poeder; het vervaardigde materiaal is monohydraat lithiumhydroxide. Het carbonaat kan worden gebruikt in de aardewerkindustrie en in de geneeskunde als antidepressivum. Broom en lithiumchloride vormen beide geconcentreerde pekel, die de eigenschap heeft de vochtigheid in een groot temperatuurinterval te absorberen; deze pekels worden gebruikt in de vervaardigde airconditioningsystemen.
Het belangrijkste industriële gebruik van lithium is in de vorm van lithiumstearatum, als verdikkingsmiddel voor smeervetten. Andere belangrijke toepassingen van lithiumverbindingen zijn in aardewerk, met name in porseleinglazuur; als additief om de levensduur en de prestaties van alkalische accu’s te verlengen en bij autogeen lassen en lassen in messing.
Allegeringen van het metaal met aluminium, cadmium, koper en mangaan worden gebruikt om vliegtuigonderdelen met hoge prestaties te maken.
Lithium in het milieu
Zoals alle alkalimetalen reageert lithium gemakkelijk in water en komt het door zijn activiteit niet vrij in de natuur voor. Lithium is een matig overvloedig element en het is in 65 ppm (delen per miljoen) in de aardkorst aanwezig. Dit plaatst lithium onder nikkel, koper, en wolfraam en boven cerium en tin, verwijzend naar de overvloed.
In de Verenigde Staten wordt lithium gewonnen uit pekelbassins in Nevada. Tegenwoordig wordt het meeste commerciële lithium gewonnen uit pekelbronnen in Chili. De wereldproductie van lithiumerts en pekelzouten bedraagt ongeveer 40.000 ton per jaar en de reserves worden geschat op ongeveer 7 miljoen ton.
Lithium wordt gemakkelijk geadsorbeerd door planten. De hoeveelheid lithium in planten varieert sterk en bereikt in sommige gevallen 30 ppm.
Gezondheidseffecten van Lithium
Effecten van blootstelling aan Lithium: Brand: Ontvlambaar. Veel reacties kunnen brand of explosie veroorzaken. Geeft bij brand irriterende of giftige dampen (of gassen) af. Explosie: Risico op brand en explosie bij contact met brandbare stoffen en water. Inademing: Brandend gevoel. Hoest. Moeizame ademhaling. Kortademigheid. Keelpijn. Symptomen kunnen vertraagd zijn. Huid: Roodheid. Brandwonden van de huid. Pijn. Blaren. Ogen: Roodheid. Pijn. Ernstige diepe brandwonden. Inslikken: Buikkrampen. Abdominale pijn. Brandend gevoel. Misselijkheid. Shock of instorting. Braken. Zwakte.
Effecten van kortstondige blootstelling: De stof is bijtend voor de ogen, de huid en de ademhalingswegen. Bijtend bij inslikken. Inademing van de stof kan longoedeem veroorzaken. De symptomen van longoedeem komen vaak pas na enkele uren tot uiting en worden verergerd door lichamelijke inspanning. Rust en medische observatie zijn daarom van essentieel belang. Onmiddellijke toediening van een geschikte spray, door een arts of een door hem gemachtigde persoon, moet worden overwogen.
Wijze van blootstelling: De stof kan in het lichaam worden opgenomen door inademing van de aërosol en door inslikken. Risico bij inademing: Verdamping bij 20°C is verwaarloosbaar; een schadelijke concentratie van deeltjes in de lucht kan echter snel worden bereikt bij verspreiding.
Chemische gevaren: Verhitting kan hevige verbranding of explosie veroorzaken. De stof kan spontaan ontbranden bij contact met de lucht wanneer deze fijn gedispergeerd is. Bij verhitting worden giftige dampen gevormd. Reageert heftig met sterke oxidatiemiddelen, zuren en vele verbindingen (koolwaterstoffen, halogenen, halonen, beton, zand en asbest) waardoor brand- en explosiegevaar ontstaat. Reageert heftig met water en vormt daarbij licht ontvlambaar waterstofgas en corrosieve dampen van lithiumhydroxide.
Milieu-effecten van lithium
Metallisch lithium zal reageren met stikstof, zuurstof en waterdamp in de lucht. Daardoor wordt het lithiumoppervlak bedekt met een mengsel van lithiumhydroxide (LiOH), lithiumcarbonaat (Li2CO3) en lithiumnitride (Li3N). Lithiumhydroxide vormt een potentieel groot gevaar omdat het uiterst corrosief is. Speciale aandacht moet worden geschonken aan waterorganismen.
Lees meer over lithium in water
Terug naar het periodiek systeem der elementen.