Pika e shkrirjes së oksidit të litiumit. Vetitë fizike të litiumit: dendësia, përçueshmëria termike, kapaciteti i nxehtësisë

Litiumi (lat. Lithium; shënohet me simbolin Li) është element i nëngrupit kryesor të grupit të parë, periudha e dytë e sistemit periodik të elementeve kimike të tabelës periodike, me numër atomik 3. Substanca e thjeshtë litium (CAS numri: 7439-93-2) është një metal i butë alkali argjendtë - ngjyrë të bardhë.

Historia dhe origjina e emrit

Litiumi u zbulua në 1817 nga kimisti dhe mineralologu suedez A. Arfvedson, fillimisht në mineralin petalit (Li,Na), dhe më pas në spodumene LiAl dhe në lepidolit KLi 1.5 Al 1.5 (F,OH) 2. Metali litium u zbulua për herë të parë nga Humphry Davy në 1825.
Litiumi mori emrin e tij për faktin se u zbulua në "gurë" (greqisht λίθος - gur). I quajtur fillimisht "lithion", emri modern u sugjerua nga Berzelius.

Të qenit në natyrë

Gjeokimia e litiumit Litiumi, sipas vetive të tij gjeokimike, i përket elementëve litofil me jon të madh, duke përfshirë kaliumin, rubidiumin dhe ceziumin. Përmbajtja e litiumit në koren e sipërme kontinentale është 21 g/t, në ujin e detit 0,17 mg/l.
Mineralet kryesore të litiumit janë mikë lepidolite - KLi 1.5 Al 1.5 (F, OH) 2 dhe spodumene pirokseni - LiAl. Kur litiumi nuk formon minerale të pavarura, ai zëvendëson në mënyrë izomorfike kaliumin në mineralet e përhapura shkëmbore.
Depozitat e litiumit kufizohen në depërtime të granitit të metaleve të rrallë, në lidhje me të cilat zhvillohen edhe pegmatitet me litium ose depozita komplekse hidrotermale, që përmbajnë kallaj, tungsten, bismut dhe metale të tjera. Vlen të theksohen veçanërisht shkëmbinjtë specifikë të ongoniteve - granitet me topaz magmatik, përmbajtje të lartë fluor dhe ujë dhe përqendrime jashtëzakonisht të larta të elementeve të ndryshëm të rrallë, përfshirë litiumin.
Një lloj tjetër depozitash litiumi janë shëllirat e disa liqeneve shumë të kripura. Depozitat Depozitat e litiumit janë të njohura në Rusi (më shumë se 50% e rezervave të vendit janë të përqendruara në depozitat e metaleve të rralla të rajonit Murmansk), Bolivi, Argjentinë, Meksikë, Afganistan, Kili, SHBA, Kanada, Brazil, Spanjë, Suedi, Kinë, Australi, Zimbabve, Kongo.

Faturë

Aktualisht, për të marrë metalin litium, mineralet e tij natyrore ose zbërthehen me acid sulfurik (metoda e acidit), ose sinterohen me CaO ose CaCO 3 (metoda alkaline), ose trajtohen me K 2 SO 4 (metoda e kripës) dhe më pas shpëlahen me ujë. . Në çdo rast, karbonati i litiumit i dobët i tretshëm Li 2 CO 3 izolohet nga tretësira që rezulton, e cila më pas shndërrohet në klorur LiCl. Elektroliza e shkrirjes së klorurit të litiumit kryhet në një përzierje me KCl ose BaCl 2 (këto kripëra shërbejnë për uljen e pikës së shkrirjes së përzierjes). 2LiCl = 2Li + Cl 2 Më pas, litiumi që rezulton pastrohet me distilim me vakum.

Vetitë fizike

Litiumi është një metal i bardhë argjendi, i butë dhe duktil, më i fortë se natriumi, por më i butë se plumbi. Mund të përpunohet duke shtypur dhe rrotulluar.
Nga të gjithë metalet alkali, litiumi ka pikat më të larta të shkrirjes dhe vlimit (180,54 dhe 1340 °C, respektivisht), dhe ka densitetin më të ulët në temperaturën e dhomës nga të gjitha metalet (0,533 g/cm³, pothuajse gjysma e densitetit të ujit).
Madhësia e vogël e atomit të litiumit çon në shfaqjen e vetive të veçanta të metalit. Për shembull, ai përzihet me natriumin vetëm në temperatura nën 380 °C dhe nuk përzihet me kaliumin e shkrirë, rubidiumin dhe ceziumin, ndërsa çiftet e tjera të metaleve alkali përzihen me njëra-tjetrën në çdo raport.

Vetitë kimike

Litiumi është një metal alkalik, por është relativisht i qëndrueshëm në ajër. Litiumi është metali alkali më pak aktiv; praktikisht nuk reagon me ajrin e thatë (dhe madje edhe oksigjenin e thatë) në temperaturën e dhomës. Për këtë arsye, litiumi është i vetmi metal alkali që nuk ruhet në vajguri (dhe dendësia e litiumit është aq e ulët sa do të notojë në të) dhe mund të ruhet në ajër për një kohë të shkurtër.
Në ajrin e lagësht, ai reagon ngadalë me azotin në ajër, duke u shndërruar në nitrid Li 3 N, hidroksid LiOH dhe karbonat Li 2 CO 3. Kur nxehet në oksigjen, digjet, duke u kthyer në oksid Li 2 O. Ekziston një veçori interesante që në intervalin e temperaturës nga 100 ° C deri në 300 ° C, litiumi mbulohet me një film të dendur oksidi dhe nuk oksidohet më tej.
Në vitin 1818, kimisti gjerman Leopold Gmelin vërtetoi se litiumi dhe kripërat e tij ngjyrosin karminën e flakës me ngjyrë të kuqe, kjo është një shenjë cilësore për përcaktimin e litiumit. Temperatura e djegies është rreth 300 °C. Produktet e djegies irritojnë mukozën e nazofaringit.
Reagon me qetësi, pa shpërthim ose zjarr, me ujë, duke formuar LiOH dhe H2. Ai gjithashtu reagon me alkoolin etilik (për të formuar një alkoolat), me hidrogjen (në 500-700 °C) për të formuar hidrid litium, me amoniak dhe me halogjene (me jod - vetëm kur nxehet). Në 130 °C ai reagon me squfur për të formuar sulfide. Në një vakum në temperatura mbi 200 °C, ai reagon me karbonin (formohet acetilide). Në 600-700 °C, litiumi reagon me silikon për të formuar silicid. I tretshëm kimikisht në amoniak të lëngshëm (−40 °C), formohet një zgjidhje blu.
Litiumi ruhet në eter nafte, parafinë, benzinë ​​dhe/ose vaj mineral në kuti kallaji të mbyllura hermetikisht. Metali litium shkakton djegie nëse bie në kontakt me lëkurën e lagur, mukozën dhe sytë.

Litium(lat. Lithium), Li, element kimik i grupit I të sistemit periodik të Mendelejevit, numri atomik 3, masa atomike 6,941, i përket metaleve alkaline. Litiumi natyror përbëhet nga dy izotope të qëndrueshme - 6 Li (7.42%) dhe 7 Li (92.58%). Litiumi u zbulua në vitin 1817 nga kimisti suedez A. Arfvedson në mineralin petalit; emër nga greqishtja lithos - gur. Metali litium u mor për herë të parë në 1818 nga kimisti anglez G. Davy.

Shpërndarja e Litiumit në natyrë. Litiumi është një element tipik i kores së tokës (përmbajtja 3,2·10 -3% në masë), ai grumbullohet në produktet më të fundit të diferencimit të magmës - pegmatitet. Ka pak Litium në mantel - në shkëmbinjtë ultramafik është vetëm 5·10 -5% (në shkëmbinjtë bazë 1,5·10 -3%, në shkëmbinjtë e ndërmjetëm - 2·10 -3%, në shkëmbinjtë acidikë 4·10 -3 %). Afërsia e rrezeve jonike të Li+, Fe 2+ dhe Mg 2+ lejon që Litiumi të hyjë në grilat e silikateve magnez-hekur - piroksenet dhe amfibolat. Në granitoidet përmbahet si papastërti izomorfike në mika. Vetëm në pegmatite dhe në biosferë njihen 28 minerale të pavarura litium (silikate, fosfate dhe të tjera). Janë të gjitha të rralla. Në biosferë, litiumi migron relativisht dobët, roli i tij në lëndën e gjallë është më i vogël se ai i metaleve të tjerë alkali. Ai nxirret lehtësisht nga ujërat me anë të argjilës; ka relativisht pak prej tij në Oqeanin Botëror (1,5·10 -5%). Depozitat industriale të Litiumit shoqërohen si me shkëmbinjtë magmatikë (pegmatitet, pneumatolite) ashtu edhe me biosferën (liqenet e kripës).

Vetitë fizike të litiumit. Litiumi kompakt është një metal i bardhë argjendi që mbulohet shpejt me një shtresë gri të errët të përbërë nga nitridi LiaN dhe oksidi Li 2 O. Në temperatura të zakonshme, litiumi kristalizohet në një rrjetë kubike me qendër trupin, a = 3,5098 Å. Rrezja atomike 1,57 Å, rrezja jonike Li + 0,68 Å. Nën -195 °C, rrjeta e litiumit është gjashtëkëndore dhe e mbushur ngushtë. Litiumi është metali më i lehtë; dendësia 0,534 g/cm 3 (20 °C); t pl 180,5°C, t vlim. 1317°C. Kapaciteti specifik i nxehtësisë (në 0-100 °C) 3,31 10 3 J/(kg K), domethënë 0,790 cal/(g gradë); koeficienti termik i zgjerimit linear 5.6·10 -5. Rezistenca elektrike (20 °C) 9,29·10 -4 ohm·m (9,29 μΩ·cm); koeficienti i temperaturës së rezistencës elektrike (0-100 °C) 4,50·10 -3. Litiumi është paramagnetik. Metali është shumë duktil dhe i fortë, mund të përpunohet lehtësisht duke shtypur dhe rrotulluar dhe tërhiqet lehtësisht në tel. Fortësia Mohs 0,6 (më e vështirë se Na dhe K), e lehtë për t'u prerë me thikë. Presioni i daljes (15-20 °C) 17 MN/m2 (1,7 kgf/mm2). Moduli elastik 5 N/m 2 (500 kgf/mm 2), qëndrueshmëria në tërheqje 116 MN/m 2 (11,8 kgf/mm 2), zgjatim 50-70%. Avulli i litiumit ngjyros karminën e flakës në të kuqe.

Vetitë kimike të litiumit. Konfigurimi i shtresës së jashtme elektronike të atomit të Litiumit është 2s 1; në të gjitha përbërjet e njohura është njëvalente. Kur ndërvepron me oksigjenin ose kur nxehet në ajër (digjet me një flakë blu), litiumi formon oksid Li 2 O (peroksidi Li 2 O 2 merret vetëm në mënyrë indirekte). Ai reagon me ujin më pak energjik se metalet e tjera alkaline, duke rezultuar në formimin e hidroksidit LiOH dhe hidrogjenit. Acidet minerale shpërndajnë fuqishëm Li (është i pari në serinë e tensioneve, potenciali i tij normal i elektrodës është 3.02 V).

Litiumi kombinohet me halogjenet (me jodin kur nxehet), duke formuar halogjene (më i rëndësishmi është kloruri i litiumit). Kur nxehet me squfur, Litiumi jep sulfur Li 2 S, dhe kur nxehet me hidrogjen, hidridi i litiumit. Litiumi reagon ngadalë me azotin tashmë në temperaturën e dhomës, fuqishëm në 250 °C me formimin e nitridit Li 2 N. Litiumi nuk ndërvepron drejtpërdrejt me fosforin, por në kushte të veçanta mund të përftohen fosfide. Ngrohja e litiumit me karbon rezulton në prodhimin e karbitit Li 2 C 2, një silic-silicid i Litiumit. Komponimet binare Litium - Li 2 O, LiH, Li 3 N, Li 2 C 2, LiCl dhe të tjerë, si dhe LiOH, janë shumë reaktive; kur nxehen ose shkrihen, ato shkatërrojnë shumë metale, porcelan, kuarc dhe materiale të tjera. Karbonati, fluori LiF, fosfati Li 3 PO 4 dhe komponimet e tjera të Litiumit, sipas kushteve të formimit dhe vetive, janë afër derivateve përkatëse të magnezit dhe kalciumit.

Litiumi formon komponime të shumta organolitiumi, gjë që përcakton rolin e tij të madh në sintezën organike.

Litiumi është një përbërës i shumë lidhjeve. Me disa metale (Mg, Zn, Al) formon tretësira të ngurta me përqendrim të konsiderueshëm, me shumë - komponime ndërmetalike (LiAg, LiHg, LiMg 2, LiAl dhe shumë të tjera). Këto të fundit janë shpesh shumë të forta dhe refraktare dhe ndryshojnë pak në ajër; disa prej tyre janë gjysmëpërçues. Janë studiuar një sërë sistemesh binare dhe treshe që përfshijnë litiumin; lidhjet e tyre përkatëse kanë gjetur tashmë aplikim në teknologji.

Marrja e litiumit. Përbërjet e litiumit përftohen si rezultat i përpunimit hidrometalurgjik të koncentrateve - produkte të pasurimit të mineralit të litiumit. Minerali kryesor silikat, spodumeni, përpunohet duke përdorur metodat e gëlqeres, sulfatit dhe acidit sulfurik. E para bazohet në dekompozimin e spodumenit nga guri gëlqeror në 1150-1200 °C:

Li 2 O Al 2 O 3 4SiO 2 + 8CaCO 3 = Li 2 O Al 2 O 3 + 4 (2CaO SiO 2) + 8CO 2

Kur sinteri shpëlahet me ujë në prani të gëlqeres së tepërt, aluminati i litiumit dekompozohet për të formuar hidroksid litium:

Li 2 O Al 2 O 3 + CaOH 2 = 2LiOH + CaO Al 2 O 3

Sipas metodës së sulfatit, spodumeni (dhe aluminosilikatet e tjera) sinterizohen me sulfat kaliumi:

Li 2 O Al 2 O 3 4SiO 2 + K 2 SO 4 = Li 2 SO 4 + K 2 O Al 2 O 3 4SiO 2

Sulfati i litiumit shpërndahet në ujë dhe karbonati i litiumit precipitohet nga tretësira e tij me sode:

Li 2 SO 4 + Na 2 CO 3 = Li 2 CO 3 + Na 2 SO 4.

Metoda e acidit sulfurik gjithashtu prodhon fillimisht një tretësirë ​​të sulfatit të litiumit dhe më pas karbonatit të litiumit; spodumeni dekompozohet me acid sulfurik në 250-300 °C (reaksioni është i zbatueshëm vetëm për β-modifikimin e spodumenit):

β-Li 2 O Al 2 O 3 4SiO 2 + H 2 SO 4 = Li 2 SO 4 + H 2 O Al 2 O 3 4SiO 2

Metoda përdoret për përpunimin e xeheve të pa pasuruara me spodumene, nëse përmbajtja e tyre Li 2 O është të paktën 1%. Mineralet e fosfatit të litiumit dekompozohen lehtësisht nga acidet, por sipas metodave më të reja ato zbërthehen me një përzierje gipsi dhe gëlqereje në 950-1050 ° C, e ndjekur nga trajtimi i ujit të ëmbëlsirave dhe precipitimi i karbonatit të litiumit nga tretësirat.

Litiumi metalik përftohet nga elektroliza e një përzierjeje të shkrirë të litiumit dhe klorurit të kaliumit në 400-460 °C (raporti i peshës së përbërësve 1:1). Banjat e elektrolizës janë të veshura me magnezit, alundum, mullit, talk, grafit dhe materiale të tjera që janë rezistente ndaj elektrolitit të shkrirë; Anoda është grafit dhe katoda është shufra hekuri. Metali i papërpunuar Litiumi përmban përfshirje dhe papastërti mekanike (K, Mg, Ca, Al, Si, Fe, por kryesisht Na). Përfshirjet hiqen me shkrirje, papastërtitë duke rafinuar nën presion të reduktuar. Aktualisht, shumë vëmendje i kushtohet metodave metalotermike për prodhimin e Litiumit.

Aplikimi i litiumit. Fusha më e rëndësishme e aplikimit të litiumit është energjia bërthamore. Izotopi 6 Li është i vetmi burim industrial për prodhimin e tritiumit nga reaksioni:

6 3 Li + 1 0 n = 3 1 H + 4 2 He

Seksionet tërthore të kapjes së neutroneve termike (σ) nga izotopet e Litiumit ndryshojnë ndjeshëm: 6 Li 945, 7 Li 0,033; për përzierje natyrale 67 (në hambarë); Kjo është e rëndësishme në lidhje me përdorimin teknik të Litiumit - në prodhimin e shufrave të kontrollit në sistemin e mbrojtjes së reaktorit. Litiumi i lëngshëm (në formën e izotopit 7 Li) përdoret si ftohës në reaktorët e uraniumit. Molten 7 LiF përdoret si tretës për përbërjet U dhe Th në reaktorët homogjenë. Konsumatori më i madh i komponimeve të Litiumit është industria e silikateve, e cila përdor mineralet e Litiumit, LiF, Li 2 CO 3 dhe shumë komponime të përgatitura posaçërisht. Në metalurgjinë e zezë, Litiumi, përbërjet dhe lidhjet e tij përdoren gjerësisht për deoksidimin, lidhjen dhe modifikimin e shumë llojeve të lidhjeve. Në metalurgjinë me ngjyra, lidhjet përpunohen me litium për të marrë strukturë të mirë, duktilitet dhe rezistencë të lartë në tërheqje. Lidhjet e njohura të aluminit që përmbajnë vetëm 0,1% Litium janë aeroni dhe skleroni; përveç se janë të lehta, ato kanë forcë të lartë, duktilitet, rezistencë ndaj korrozionit dhe janë shumë premtuese për industrinë e avionëve. Shtimi i 0,04% Litium në lidhjet që përmbajnë plumb-kalcium rrit fortësinë e tyre dhe redukton fërkimin. Përbërjet e litiumit përdoren për të prodhuar yndyrna. Për sa i përket rëndësisë në teknologjinë moderne, Litiumi është një nga elementët e rrallë më të rëndësishëm.

Litium në trup. Litiumi gjendet vazhdimisht në organizmat e gjallë, por roli i tij biologjik nuk është kuptuar mirë. Është vërtetuar se te bimët, Litiumi rrit rezistencën ndaj sëmundjeve, rrit aktivitetin fotokimik të kloroplasteve në gjethe (domate) dhe sintezën e nikotinës (duhani). Aftësia për të përqendruar litiumin është më e theksuar në mesin e organizmave detarë në algat e kuqe dhe kafe, dhe midis bimëve tokësore - në përfaqësuesit e familjes Ranunculaceae (lule misri, gjalpë) dhe familjes Solanaceae (ujk). Tek kafshët, litiumi është i përqendruar kryesisht në mëlçi dhe mushkëri.

Litiumi u zbulua në 1817 nga kimisti suedez Arfvedson gjatë analizimit të mineralit petalit. Litiumi mori emrin e tij nga greqishtja "lithos" - guri, pasi, ndryshe nga metalet alkali, kaliumi dhe natriumi, u gjet në shkëmb.

Metal litium u përftua në sasi shumë të vogla në 1818, dhe në 1885 metali litium u përftua në sasi të konsiderueshme me elektrolizë.

Litiumi është një metal i bardhë argjendi me një nuancë të verdhë., i butë dhe fleksibël si plumbi - mund të farkëtohet, rrotullohet dhe shtrihet pa ngrohje.

Litium | 3 | - faqe interneti

Litiumi është një metal shumë i lehtë, dy herë më i lehtë se uji, noton në ujë dhe madje edhe në vajguri. Ai reagon shumë aktivisht me ujin me evolucionin e dhunshëm të hidrogjenit, i cili zhvendoset nga litiumi nga uji. Në ajër oksidohet dhe mbulohet me një shtresë të bardhë oksidi, kështu që ruhet në vakum ose në vaj. Ka kapacitet të lartë nxehtësie dhe përçueshmëri termike, në formë të lëngshme gjendet në temperatura nga 180 deri në 1327°C.

Litiumi shkrihet në ajër pa oksidim të dukshëm dhe në temperatura mbi 220°C ndizet. Në ajrin e thatë, litiumi ruhet mirë, në ajër të lagësht oksidohet shpejt. Depozita gri gjatë oksidimit të litiumit është nitridi i formuar. Oksigjeni i thatë nuk ka efekt në litium deri në një temperaturë prej 200°C. Kur litiumi digjet në ajër në temperatura mbi 200°C, ai formon oksid Li2O. Në një temperaturë prej 500-800°C, Li formon një hidrid me hidrogjen - LiH.

Në koren e tokës është 800 herë më pak se metalet alkali kalium dhe natrium. Mineralet që përmbajnë litium janë spodumeni dhe lepidoliti, të cilët përmbajnë nga 1 deri në 3% oksid litiumi. Kristalet e Spodumenit arrijnë një masë prej disa tonësh. Ndonjëherë litiumi përqendrohet në sasi të mëdha në liqene të kripura, në ujërat e fushave të naftës, në ujërat e nxehta nëntokësore dhe në zonën e vullkaneve aktive. Rezervat e konfirmuara në botë të oksidit të litiumit tejkalojnë 9 milion ton, dhe së bashku me ujërat e mineralizuar - deri në 30 milion ton.

FATURË.

Nga mineralet spodumene dhe lepidolite, litiumi shndërrohet në një kripë klorurike të tretshme (ngrohje me shkumës dhe klorur amoniumi), ose kripë sulfate (ngrohje me K2SO4), e cila më pas nxirret me ujë.

Kripa që rezulton pastrohet duke e kthyer atë në mënyrë të njëpasnjëshme në LiOH, Li2CO3 dhe më pas në LiCl. Kloruri i litiumit i nënshtrohet elektrolizës në shkrirje, me një konsum të konsiderueshëm specifik të energjisë - 50 - 60 mijë kWh për ton litium.

Litiumi rafinohet duke u shkrirë në vaj dhe duke u larë në benzinë. Për pastrim më të lartë, procesi i hidrogjenizimit të litiumit përdoret në temperaturat 700-800°C, në të cilat kaliumi fluturon, dhe hidridi i litiumit dekompozohet në një temperaturë prej 1000°C, në vakum, në litium dhe hidrogjen të pastër.

APLIKACION.

Aktualisht, litiumi përdoret gjerësisht në industri të ndryshme.

Metalurgji. Litiumi është një përbërës i shumë lidhjeve. Në metalurgjinë e zezë, litiumi përdoret për deoksidimin dhe lidhjen e lidhjeve. Në metalurgjinë me ngjyra, litiumi përdoret si deoksidues dhe degazues gjatë shkrirjes së bakrit dhe lidhjeve të tij, dhe si një aditiv aliazh në lidhjet me plumb dhe metale të lehta. Aditivët e vegjël (deri në 0,005%) sigurojnë deoksidim shumë më të shpejtë dhe më të plotë të metaleve me ngjyra, çelikut krom-nikel dhe gize. Litiumi kimikisht aktiv reagon me oksigjen, azot dhe squfur të tretur në bakër, i lidh ato dhe e degazon bakrin. Shtesat e litiumit në alumin dhe magnez rrisin forcën e tyre dhe i bëjnë ato më rezistente ndaj acideve dhe alkaleve. Alumini është ngjitur në avujt e litiumit. Avulli i litiumit krijon një atmosferë mbrojtëse në furrat për ngrohjen e disa metaleve, pasi litiumi reagon me avujt e ujit, oksigjenin dhe azotin.

• Përdorimi i karbonatit të litiumit në formën e peletit në industrinë e aluminit rrit rendimentin e metalit të dobishëm dhe redukton çlirimin e fluorit gjatë prodhimit të aluminit.

• Ruajtja dhe transporti i hidrogjenit. Hidridi i litiumit, i cili lëshon një sasi të madhe hidrogjeni (3 m3/kg) nën ndikimin e ujit, është një material i përshtatshëm për ruajtjen dhe transportimin e hidrogjenit të lidhur.

• Bateritë. Hidroksidi i litiumit përdoret si alkali në bateri. Shtimi i litiumit kaustik në bateritë alkaline rrit ndjeshëm kapacitetin e tyre elektrik.

• Teknologjia e vakumit. Metali litium përdoret në pajisjet vakum për të prodhuar vakum. Në një enë të mbyllur, litiumi thith nitrogjenin dhe oksigjenin, duke krijuar një vakum. Në të njëjtën mënyrë, argoni dhe neoni pastrohen nga azoti në prodhimin e llambave elektrike.

Proceset termonukleare. Izotopi litium-6 përdoret për të prodhuar tritium dhe përdorimi i litiumit në proceset e shkrirjes po bëhet gjithnjë e më i rëndësishëm. Në të ardhmen, litiumi, si lëndë e parë për prodhimin e tritiumit, mund të bëhet një pjesë e rëndësishme e karburantit fillestar për reaktorët termonuklear. Izotopi i litium-6 përdoret në reaktorët bërthamorë si një përbërës i materialeve mbrojtëse kundër rrezatimit.

• Pastrimi i ajrit. Kloruri dhe bromi i litiumit, si dhe hidroksidi i litiumit, thithin mirë dioksidin e karbonit, amoniakun, tymin dhe lagështinë. Kondicionimi i ajrit në hapësira të mbyllura (nëndetëse, anije kozmike) kryhet duke përdorur komponime litium.

Prodhimi i qelqit dhe qeramikës. Përbërjet e litiumit zëvendësojnë plumbin në prodhimin e qelqit për tubat e fotove të pajisjeve me rreze katodike. Në prodhimin e qelqit, shtimi i përbërjeve të litiumit bën të mundur marrjen e qelqit me përshkueshmëri të lartë ndaj rrezeve ultravjollcë dhe zgjerim të ulët termik. Litiumi përdoret në prodhimin e porcelanit, enëve prej balte, qeramikës rezistente ndaj nxehtësisë, materialeve zjarrduruese dhe dielektrike, glazurave dhe smaltit.

• Teknologji raketore dhe hapësinore. Komponimet e nitratit të litiumit dhe perkloratit përdoren si agjentë oksidues për karburantin e ngurtë të raketave dhe shtohen në karburantin e lëngshëm të avionëve. Përbërjet e litiumit rezistente ndaj nxehtësisë përdoren për të veshur grykat dhe dhomat e djegies së motorëve të raketave.

• Bar. Komponimet e litiumit (dioksidi i karbonit litium, acidi litium silicil) përdoren për të tretur acidin urik në trajtimin e përdhes.

• Elementi nr. 3, i quajtur litium (nga greqishtja λιτοσ - gur), u zbulua në 1817.

  Kimisti suedez I.A. Arfvedson, një student i Berzelius-it të famshëm, analizoi një mineral të gjetur në minierën e hekurit Uto. Ai shpejt zbuloi se ky mineral ishte një aluminosilikat tipik dhe zbuloi se sa silikon, alumin dhe oksigjen përmbante - këta tre elementë më të zakonshëm përbënin 96% të peshës së mineralit.

  Tani mbeti për të zbuluar natyrën kimike të substancave që përbëjnë 4% të mbetur. Këto substanca, kur u ndanë nga Si, Al dhe O 2 dhe u tretën në ujë, i dhanë tretësirës veti alkaline. Mbi këtë bazë, Arfvedson sugjeroi që minerali përmban një lloj metali alkali. Një nga kripërat e këtij metali tretet në ujë gjashtë herë më mirë se kripërat e ngjashme të kaliumit dhe natriumit. Dhe meqenëse në atë kohë njiheshin vetëm dy metale alkali, Arfvedson vendosi që ai kishte zbuluar një element të ri të ngjashëm me natriumin dhe kaliumin.

  Në pamje, minerali në të cilin u gjet elementi i ri ishte i ngjashëm me shkëmbin, dhe për këtë arsye Berzelius sugjeroi që Arfvedson ta quante elementin e ri litium. Ai, me sa duket, nuk debatoi, sepse ky emër ka mbijetuar deri më sot. Në shumicën e gjuhëve evropiane, si në latinisht, elementi #3 quhet Lithium.

  Historia e elementit #3 nuk përfundon këtu. Ky është një element shumë unik, dhe jo vetëm sepse litiumi është i pari midis metaleve për nga lehtësia dhe kapaciteti specifik i nxehtësisë, si dhe në pozicionin e tij në serinë e tensioneve të metaleve. Mund të themi se historia e litiumit vazhdon, qoftë edhe sepse disa komponime të litiumit, dhe vetë metali, kohët e fundit kanë marrë një rëndësi të jashtëzakonshme për fatin e të gjithë botës.

  Prandaj, fjala "histori" në nëntitujt e këtij artikulli na duket e justifikuar.

  Histori e lashtë

  Njëherë e një kohë, në kohët parahistorike, ndodhi një sintezë e elementeve të Universit. Disi më vonë, por edhe në të kaluarën e largët pafundësisht, ndodhën proceset e formimit të planetit tonë. Në këtë fazë, litiumi depërtoi në më shumë se 150 minerale, nga të cilat rreth 30 u bënë minerale të litiumit vendas. Vetëm pesë kanë fituar rëndësi industriale: spodumeni LiAl, lepidoliti Kli 1,5 Al 1,5 (F, OH) 2, petaliti - një mineral në të cilin u zbulua për herë të parë litiumi, LiAl, amblygonite LiAl (F, OH) dhe zinnwaldite KLi (Fe , Mg) Al (F, OH) 2 .

  Gjeografikisht, rezervat industriale të elementit nr. 3 shpërndahen mjaft në mënyrë të barabartë: ka depozita industriale të mineraleve të litiumit në të gjitha kontinentet. Më të rëndësishmit prej tyre ndodhen në Kanada, SHBA, BRSS, Spanjë, Suedi, Brazil, Australi, si dhe në vendet e Afrikës së Jugut.

  Histori e lashtë

  Fjala "e lashtë" përdoret këtu shumë me kusht - po flasim për kohë që nuk janë aq të largëta.

  Njerëzimi është njohur me litiumin për pak më shumë se një shekull e gjysmë, dhe kjo pjesë e tregimit tonë do të mbulojë vitet nga 1817 deri në 1920. Kjo është koha e njohjes së litiumit si një individ kimik, koha e marrjes dhe studimit të tij shumë komponime dhe përdorimi jo shumë i përhapur i disa prej tyre.

  Menjëherë pas zbulimit të Arfvedson, shumë kimistë u interesuan për elementin e ri. Në 1818, kimisti gjerman L. Gmelin vërtetoi se kripërat e litiumit ngjyrosin një flakë të pangjyrë karmine. Vetë Arfvedson shpejt zbuloi litiumin në spodumene, i cili më vonë u bë minerali më i rëndësishëm i elementit nr. 3, dhe në lepidolit. Në 1825, Jens Jakob Berzelius zbuloi litiumin në ujërat e burimeve minerale gjermane. Shumë shpejt u bë e qartë se ky element është gjithashtu i pranishëm në ujin e detit (7·10 6%).

  Litiumi metalik u përftua për herë të parë nga shkencëtari i shquar anglez Humphry Davy në 1818. Më pas doli se litiumi është shumë i lehtë, pothuajse dy herë më i lehtë se uji dhe se ka një shkëlqim të ndritshëm metalik. Por ky shkëlqim i litiumit të bardhë argjendi mund të shihet vetëm nëse metali merret në vakum: si të gjithë metalet alkali, litiumi oksidohet shpejt nga oksigjeni atmosferik dhe shndërrohet në oksid - kristale kubike pa ngjyrë. Li 2 O lehtë, por më pak energjik se oksidet e metaleve të tjera alkaline, kombinohet me ujin, duke u shndërruar në një alkali - LiOH. Dhe këto kristale janë të pangjyrë. Hidroksidi i litiumit është më pak i tretshëm në ujë sesa hidroksidet e kaliumit dhe natriumit. Kripërat e litiumit të acideve hidrohalike gjithashtu duken si kristale pa ngjyrë.

  Jodidi i litiumit, bromidi dhe kloruri janë shumë higroskopik, shpërndahen në ajër dhe treten shumë mirë në ujë. Në të kundërt, fluori litium është shumë pak i tretshëm në ujë dhe praktikisht i pazgjidhshëm në tretës organikë. Në shekullin e kaluar, kjo substancë filloi të përdoret në metalurgji si një përbërës i shumë flukseve.

  Të parët që morën sasi të konsiderueshme të litiumit metalik ishin kimisti gjerman R. Bunsen dhe anglezi O. Matthiessen në 1855 (të pavarur nga njëri-tjetri). Ashtu si Davy, ata morën litium me elektrolizë, vetëm elektroliti në eksperimentet e tyre ishte një shkrirje jo e hidroksidit, por e klorurit të litiumit. Kjo metodë mbetet ende metoda kryesore industriale për marrjen e elementit nr.3. Vërtetë, tani një përzierje e LiCl dhe KCl vendoset në një banjë elektrolitike dhe karakteristikat aktuale zgjidhen në mënyrë që vetëm litiumi të depozitohet në katodë. Klori i çliruar në anodë është një nënprodukt i vlefshëm.

  Ka mënyra të tjera për të prodhuar litium metalik, por ato ende nuk mund të konkurrojnë seriozisht me litiumin elektrolitik.

  Në shekullin e 19-të. Përbërjet e litiumit janë marrë pothuajse me të gjithë elementët e tabelës periodike dhe me disa substanca organike. Por vetëm disa prej tyre kanë gjetur zbatim praktik. Më 1912...1913 prodhimi botëror i litiumit dhe i përbërjeve të tij nuk i kalonte 40...50 tonë.

  Më 1919, një broshurë nga V.S. Syrokomsky "Zbatimi i elementeve të rrallë në industri". Ai përmban, veçanërisht, rreshtat e mëposhtëm: “Përdorimi kryesor i litiumit për momentin është në mjekësi, ku karbonati i litiumit dhe acidi salicilik shërbejnë si një mjet për tretjen e acidit urik, i cili lirohet në trupin e njeriut gjatë përdhes dhe disa të tjera. sëmundjet…”

  Historia e Mesjetës

  "Mesjetat" e historisë së litiumit janë vetëm tre dekada, vitet 20, 30 dhe 40 të shekullit tonë. Gjatë këtyre viteve, litiumi dhe komponimet e tij hynë në shumë industri, kryesisht në metalurgji, sintezë organike dhe në prodhimin e silikateve dhe baterive.

  Litiumi ka një prirje për oksigjen, hidrogjen dhe azot. Kjo e fundit është veçanërisht e rëndësishme, pasi asnjë element nuk reagon me azotin aq aktiv sa litiumi. Ky reagim, edhe pse ngadalë, ndodh tashmë në temperaturën e dhomës dhe në 250°C përparimi i tij përshpejtohet ndjeshëm. Litiumi është bërë një mjet efektiv për heqjen e gazrave të tretur nga metalet e shkrirë. Gize, bronzi, metali Monel (metali Monel është një aliazh "natyror" i shkrirë nga xehet e bakrit-nikelit), si dhe lidhjet e bazuara në magnez, alumin, zink, plumb dhe disa metale të tjera janë të lidhura me shtesa të vogla të litiumit.

  Është vërtetuar se litiumi, në parim, përmirëson vetitë e çeliqeve - zvogëlon madhësinë e "kokrrave", rrit forcën, por vështirësitë e futjes së këtij aditiv (litiumi është praktikisht i pazgjidhshëm në hekur dhe, për më tepër, vlon në një temperaturë prej 1317°C) pengoi futjen e gjerë të litiumit në prodhimin e çeliqeve të aliazhuar.

  Komponimet e litiumit nevojiten gjithashtu në industrinë e silikateve. Ata e bëjnë masën e qelqit më viskoze, gjë që thjeshton teknologjinë dhe, përveç kësaj, i japin xhamit forcë dhe rezistencë më të madhe ndaj korrozionit atmosferik. Syzet e tilla, ndryshe nga ato të zakonshmet, transmetojnë pjesërisht rrezet ultravjollcë; Prandaj, ato përdoren në teknologjinë televizive. Dhe në prodhimin e pajisjeve optike, kristalet e fluorit të litiumit, transparente ndaj valëve ultrashkurtër me një gjatësi deri në 1000 A, janë përdorur mjaft gjerësisht.

  Industria kimike filloi të përdorte përbërjet e metalit të litiumit dhe organolitit. Në veçanti, litiumi elementar i shpërndarë imët përshpejton shumë reaksionin e polimerizimit të izoprenit, dhe litiumit butil - divinil.

  Për sa i përket vetive kimike, litiumi i ngjan jo vetëm (dhe jo aq shumë) metaleve të tjerë alkali, por edhe magnezit. Përbërjet e organolitit përdoren në të njëjtat vende si përbërjet organomagnezium (në reaksionet Grignard), por përbërjet e elementit nr. 3 janë reagentë më aktivë se reagentët përkatës Grignard.

  Gjatë Luftës së Dytë Botërore, një përbërës i litiumit, i njohur në shekullin e kaluar, u bë një material strategjik. Po flasim për hidridin e litiumit - kristale pa ngjyrë që marrin një ngjyrë kaltërosh gjatë ruajtjes.

  Nga të gjitha hidridet e metaleve alkaline dhe alkaline tokësore, hidridi i litiumit është përbërësi më i qëndrueshëm. Megjithatë, si hidridet e tjera, LiH reagon dhunshëm me ujin. Kjo prodhon hidroksid litium dhe gaz hidrogjeni. Ky përbërës filloi të shërbente si një peshë e lehtë (është me të vërtetë shumë e lehtë - dendësia 0,776) dhe burim portativ hidrogjeni - për mbushjen e balonave dhe pajisjeve të shpëtimit në rast të aksidenteve të avionëve dhe anijeve në det të hapur. Një kilogram hidrid litiumi prodhon 2.8 m 3 hidrogjen...

  Në të njëjtën kohë, kërkesa për një përbërës tjetër të elementit nr. 3, hidroksidi i tij, filloi të rritet me shpejtësi. Siç doli, shtimi i kësaj substance në elektrolitin e baterive alkaline rrit kapacitetin e tyre me afërsisht një të pestën dhe rrit jetën e tyre të shërbimit me 2...3 herë.

  Me fillimin e Luftës së Dytë Botërore, prodhimi i koncentrateve të litiumit në vendet kapitaliste arriti në 3 mijë tonë. Për një element gjurmë të tillë si litiumi, kjo është shumë. Por e njëjta shifër do të duket qesharake e vogël nëse e krahasoni me të dhënat e vitit 1957 - 250 mijë tonë (pa BRSS). Kjo rritje e shpejtë është kryesisht për shkak të faktit se në vitet '50, litiumi u bë një metal "bërthamor" dhe, si të thuash, një atomik i gjithanshëm.

  Histori e re

  Në këtë kohë, reaktorët bërthamorë ose, siç quheshin atëherë, kaldaja bërthamore, tashmë funksiononin në shumë vende. Për shumë arsye, projektuesit e këtyre kaldajave nuk ishin të kënaqur me ujin që duhej të përdorej si ftohës.

  U shfaqën reaktorë në të cilët nxehtësia e tepërt hiqej nga metalet e shkrirë, kryesisht natriumi dhe kaliumi.

  Por në krahasim me këto metale, litiumi ka shumë përparësi. Së pari, është më e lehtë. Së dyti, ka një kapacitet më të lartë të nxehtësisë. Së treti, më pak viskozitet. Së katërti, diapazoni i gjendjes së lëngshme - ndryshimi midis pikave të shkrirjes dhe vlimit - është shumë më i gjerë për litiumin. Së fundi, së pesti, gërryerja e litiumit është shumë më e vogël se ajo e natriumit dhe kaliumit.

  Vetëm këto avantazhe do të mjaftonin për ta bërë litiumin një element "bërthamor". Por doli se ai ishte i destinuar të bëhej një nga pjesëmarrësit e domosdoshëm në reagimin e shkrirjes termonukleare.

  Ndoshta ndërtimi i një impianti për ndarjen e izotopeve të litiumit është një fakt unik në historinë e sipërmarrjes amerikane. Kontrata për ndërtimin e kësaj fabrike u lidh nga një i falimentuar, dhe, megjithatë, ndërtimi u krye fjalë për fjalë me një ritëm marramendës. I falimentuari nuk ishte askush tjetër veçse Komisioni i Energjisë Atomike. Fondet e ndara për krijimin e "super bombës" u shpenzuan plotësisht, por fizikanët nuk arritën asgjë të vërtetë. Kjo ishte në korrik 1951. Dhe fakti që reagimi i kombinimit të bërthamave të izotopeve të rënda të hidrogjenit - deuterium dhe tritium - duhet të çlirojë energji shumë herë më të madhe sesa gjatë kalbjes së bërthamave të uraniumit ishte i njohur shumë më herët. Por në rrugën e këtij transformimi qëndronte një kontradiktë në dukje e pazgjidhshme.

  Në mënyrë që bërthamat e deuteriumit dhe tritiumit të bashkohen, nevojitet një temperaturë prej rreth 50 milion gradë. Por në mënyrë që reaksioni të ndodhë, atomet gjithashtu duhet të përplasen. Sa më shumë të "paketuara" atomet në një substancë, aq më e madhe është probabiliteti i një përplasjeje të tillë (dhe bashkimit të mëvonshëm). Llogaritjet kanë treguar se kjo është e mundur vetëm nëse substanca është të paktën në gjendje të lëngshme. Dhe izotopet e hidrogjenit bëhen të lëngshme vetëm në temperatura afër zeros absolute.

  Pra, nga njëra anë kërkohen temperatura ultra të larta dhe nga ana tjetër temperatura ultra të ulëta. Dhe kjo është në të njëjtën substancë, në të njëjtin trup fizik!

  Bomba me hidrogjen u bë e mundur vetëm falë një lloji hidridi litium - deuteridi litium-6. Ky është një kombinim i një izotopi të rëndë të hidrogjenit - deuterium dhe një izotopi të litiumit me një numër masiv prej 6.

  Deuteridi i litium-6 është i rëndësishëm për dy arsye: është një substancë e ngurtë dhe ju lejon të ruani deuteriumin "të koncentruar" në temperatura pozitive, dhe, përveç kësaj, përbërësi i dytë i tij, litium-6, është lënda e parë për prodhimin e më të paktëve. izotopi i hidrogjenit, tritium. Në fakt, 6 Li është i vetmi burim industrial i tritiumit:

  6 3 Li + 1 0 n → 3 1 H + 4 2 He.

  Neutronet e nevojshme për këtë reaksion bërthamor sigurohen nga shpërthimi i "kapsulës" atomike të një bombe hidrogjeni, e cila gjithashtu krijon kushtet (temperatura rreth 50 milion gradë) për reaksionin e shkrirjes termonukleare.

  Në SHBA, ideja e përdorimit të deuteridit të litium-6 u propozua për herë të parë nga Dr. E. Teller. Por, me sa duket, shkencëtarët sovjetikë erdhën në këtë ide më herët: nuk ishte rastësi që bomba e parë termonukleare në Bashkimin Sovjetik u shpërtheu pothuajse gjashtë muaj më herët se në Shtetet e Bashkuara, dhe në këtë mënyrë i dha fund politikës amerikane të bërthamës dhe termonukleare. shantazh.

  Një përbërës tjetër monoizotopik i pithiumit, 7 LiF, është i rëndësishëm për teknologjinë bërthamore. Përdoret për të shpërndarë përbërjet e uraniumit dhe toriumit direkt në reaktorë.

  Meqë ra fjala, është litiumi-7, i cili ka një seksion të vogël të kapjes termike të neutronit, që përdoret si ftohës në reaktorë, dhe jo një përzierje natyrale izotopeve të elementit nr.3.

  Për shumë vite tani, shkencëtarët në mbarë botën kanë punuar për problemin e shkrirjes termonukleare të kontrolluar dhe paqësore dhe herët a vonë ky problem do të zgjidhet. Pastaj litiumi gjithashtu do të "çmilitarizohet". (Kjo kthesë e çuditshme e frazës rrjedh nga titulli i një artikulli të huaj që ra në sy një prej autorëve të kësaj historie disa vite më parë: artikulli quhej "Litiumi po militarizohet.") Por sado shpejt të ndodhë kjo, e vërteta e një deklarate tjetër është e pamohueshme. E kemi huazuar nga "Enciklopedia Koncize Kimike": "Për sa i përket rëndësisë në teknologjinë moderne, litiumi është një nga elementët e rrallë më të rëndësishëm".

  Shpresojmë që të mos keni dyshime për vërtetësinë e kësaj deklarate.

  Izotopet e litiumit

  Litiumi natyror përbëhet nga dy izotope me numër masiv 6 dhe 7. Bërthamat e këtyre izotopeve ndryshojnë shumë në aftësinë e tyre për të kapur neutronet termike (kapja e seksionit kryq). Izotopi i rëndë 7 Li ka një seksion kryq kapjeje prej 0,033 hambar dhe është praktikisht transparent ndaj neutroneve. Por Litn-6 thith në mënyrë aktive neutronet termike, seksioni kryq i kapjes së tij është rreth një mijë (më saktë, 912) hambar. Përkundër faktit se në natyrë ka 12 herë më pak litium të lehtë se litium i rëndë, seksioni kryq i kapjes së litiumit natyror është mjaft i madh - 71 hambar. Është e qartë se "fajtori" për këtë është izotopi 6 Li. Një detaj interesant: kostoja e izotopeve të litiumit nuk është aspak proporcionale me bollëkun e tyre. Në fillim të kësaj dekade në Shtetet e Bashkuara, litium-7 relativisht i pastër ishte pothuajse 10 herë më i shtrenjtë se litium-6 me pastërti shumë të lartë.

  Dy izotopë të tjerë të litiumit janë prodhuar artificialisht. Jeta e tyre është jashtëzakonisht e shkurtër: litium-8 ka një gjysmë jetë prej 0,841 sekonda, dhe litium-9 ka një gjysmë jetë prej 0,168 sekonda.

  Ashtu si metalet e tjera alkaline, litiumi është aktiv, i butë (mund të pritet me thikë) dhe gjithmonë dhe në të gjitha rastet shfaq një valencë rreptësisht konstante prej 1+. Ajo që e bën atë të ndryshëm është se është shumë më i lehtë se metalet e tjera alkaline dhe reagon me azotin, karbonin dhe hidrogjenin; por ai ndërvepron më pak aktivisht me ujin: megjithëse e zhvendos hidrogjenin prej tij, ai nuk e ndez atë. Jo vetëm fluori, i cili diskutohet në artikullin kryesor, por edhe karbonati i litiumit dhe ortofosfati i litiumit janë pak të tretshëm në ujë - përbërjet përkatëse të metaleve të tjerë alkali janë shumë të tretshëm. Dhe një gjë tjetër: litiumi është i vetmi metal alkalik i aftë për të formuar komponime komplekse.

  Oksid dhe peroksid

  Litiumi bashkohet me oksigjenin edhe në temperatura normale dhe kur nxehet ndizet dhe digjet me një flakë kaltërosh. Në të dyja rastet, formohet oksidi i litiumit Li 2 O - një substancë zjarrduruese që është pak e tretshme në ujë. Një përbërës tjetër i litiumit me oksigjen - peroksidi i litiumit Li 2 O 2 - nuk formohet kurrë në reagimin midis këtyre elementeve; ai përftohet në një mënyrë tjetër - duke reaguar me peroksid hidrogjeni me një zgjidhje të ngopur të alkoolit të hidratit të oksidit të litiumit. Në këtë rast, një substancë e përbërjes së mëposhtme bie nga tretësira: Li 2 O 2 · H 2 O 2 · 3H 2 O. Nëse ky hidrat kristalor i hidrogjenit dhe peroksideve të litiumit mbahet në vakum mbi anhidridin fosforik, atëherë i lirë formohet peroksidi i litiumit.

  Fakti që ky përbërës është marrë vetëm në një "mënyrë rrethrrotullimi" tregon se formimi i përbërjeve të peroksidit nuk është tipik për litiumin.

  Për kondicioner

  Kripërat e litiumit të acideve hidrohalike (përveç LiF) janë shumë të tretshme në ujë. Por ky nuk është avantazhi i tyre kryesor. Tretësirat e këtyre kripërave janë të afta të thithin amoniak, aminat dhe papastërtitë e tjera nga ajri dhe, përveç kësaj, kur temperatura ndryshon, ato thithin në mënyrë të kthyeshme avujt e ujit. Kjo veti ka bërë të mundur përdorimin e klorurit dhe bromit të litiumit në njësitë e ajrit të kondicionuar.

  Si përftohet litiumi?

  Të thuash se litiumi prodhohet nga elektroliza do të thotë pothuajse asgjë. Elektroliza është vetëm faza e fundit në prodhimin e këtij elementi gjurmë. Edhe në spodumene dhe amblygonite, mineralet më të pasura të litiumit, përmbajtja e oksidit të elementit nr. 3 rrallë kalon 7%.

  Një nga metodat e zakonshme për nxjerrjen e litiumit nga spodumeni është trajtimi i mineralit të grimcuar me acid sulfurik. Në këtë rast, formohen oksidet e silikonit dhe aluminit dhe sulfati i litiumit i tretshëm në ujë. Shpëlahet me ujë dhe shndërrohet fillimisht në karbonat dhe më pas në klorur, i cili përdoret për elektrolizë.

  Litium dhe silikon

  Silicidi i litiumit është një përbërës i marrë në shekullin e kaluar, por formula e tij dhe, rrjedhimisht, përbërja e tij ende nuk konsiderohet e përcaktuar përfundimisht. Shkencëtari i famshëm francez Henri Moissan ishte i pari që mori këtë substancë. Ai ngrohi një përzierje litiumi dhe silikoni në vakum në 400...500°C dhe përftoi kristale të lehta (pak më të rënda se uji) kaltërosh. Sipas Moissan, formula e këtij përbërësi është Li 6 Si 2. Kjo formulë është e diskutueshme. Një përgjigje absolutisht e besueshme për pyetjen nëse Moissan është e drejtë apo e gabuar nuk është marrë jo vetëm sepse silicidi i litiumit nuk ka gjetur ende zbatim praktik, por edhe sepse ky përbërës është i vështirë për t'u marrë dhe akoma më i vështirë për t'u studiuar. Në ajër, silicidi i litiumit dekompozohet shpejt.

  Litiumi në psikoterapi

  Mjekët kanë vërejtur vazhdimisht se disa përbërës të litiumit (në doza të përshtatshme, natyrisht) kanë një efekt pozitiv te pacientët që vuajnë nga depresioni maniak. Ky efekt mund të shpjegohet në dy mënyra. Nga njëra anë, është vërtetuar se litiumi është në gjendje të rregullojë aktivitetin e disa enzimave të përfshira në transferimin e joneve të natriumit dhe kaliumit nga lëngu ndërqelizor në qelizat e trurit. Nga ana tjetër, është vërejtur se jonet e litiumit ndikojnë drejtpërdrejt në ekuilibrin jonik të qelizës. Dhe gjendja e pacientit varet kryesisht nga ekuilibri i natriumit dhe kaliumit: një tepricë e natriumit në qeliza është tipike për pacientët me depresion, një mangësi - për ata që vuajnë nga mania. Duke niveluar ekuilibrin natrium-kalium, kripërat e litiumit kanë një efekt pozitiv në të dyja.

  Grupi farmakologjik: stabilizues të humorit (përgatitjet e litiumit)
  Emri sistematik (IUPAC): Litium (1+)
  Emrat tregtarë: Eskalith, Lithobid etj.
  Statusi ligjor: vetëm me recetë
  Aplikimi: me gojë, parenteral
  Biodisponueshmëria: varet nga formula
  Gjysma e jetës: 24 orë
  Ekskretimi: >95% renale
  Formula: Li+
  Mol. masa: 6.941 g/mol

  Komponimet e litiumit përdoren zakonisht si medikamente psikiatrike. Disa kripëra litiumi përdoren si barna stabilizuese të humorit, kryesisht për trajtimin e çrregullimeve bipolare; luajnë një rol në trajtimin e depresionit dhe veçanërisht të manisë, akute dhe afatgjatë. Si një stabilizues i humorit, litiumi është ndoshta më efektiv në parandalimin e manisë sesa depresionit dhe gjithashtu zvogëlon rrezikun e vetëvrasjes në pacientët bipolarë. Për depresion (çrregullim unipolar), litiumi mund të përdoret për të rritur efektin e antidepresantëve të tjerë. Në mesin e preparateve të litiumit, më së shpeshti i përshkruar është karbonati i litiumit (Li2CO3), i shitur me emra të ndryshëm tregtarë. Shpesh përdoret edhe citrati i litiumit (Li3C6H5O7). Sulfati i litiumit (Li2SO4), orotati i litiumit (C5H3LiN2O4) dhe aspartati i litiumit përdoren si alternativa ndaj këtyre barnave. Bromidi i litiumit dhe kloruri i litiumit janë përdorur në të kaluarën, por toksiciteti i tyre i mundshëm u zbulua në vitet 1940 dhe këto substanca dolën jashtë përdorimit. Përveç kësaj, ekzistojnë shumë kripëra dhe komponime të tjera të litiumit, të tilla si fluori i litiumit dhe jodidi i litiumit, megjithatë këto konsiderohen substanca toksike dhe nuk janë testuar kurrë si ilaçe farmakologjike. Pas hyrjes në ezofag, litiumi shpërndahet gjerësisht në sistemin nervor qendror dhe ndërvepron me një numër neurotransmetuesish dhe receptorësh, duke reduktuar lirimin e norepinefrinës dhe duke rritur sintezën e serotoninës.

  Përdorimet mjekësore të litiumit

  Litiumi përdoret për të trajtuar maninë në çrregullimin bipolar. Fillimisht, litiumi u përdor shpesh në kombinim me medikamente antipsikotike, sepse ndonjëherë mund të zgjasë deri në një muaj për të shfaqur efektet e tij. Litiumi përdoret gjithashtu për të parandaluar depresionin dhe maninë në çrregullimin bipolar. Litiumi ndonjëherë përdoret për çrregullime të tjera psikiatrike si psikoza cikloide dhe çrregullimi i madh depresiv. Litiumi ka një efekt shumë të rëndësishëm anti-vetëvrasës që nuk e kanë barnat e tjera stabilizuese, si antikonvulsantët. Ilaçi përdoret rrallë për qëllime jopsikiatrike, megjithatë, është treguar se parandalon disa lloje të dhimbjeve të kokës që lidhen me dhimbje koke grupore, veçanërisht dhimbjet e kokës gjatë natës. Një studim pilot njerëzor italian i kryer në 2005-06 sugjeroi se litiumi mund të zvogëlojë simptomat e sëmundjeve neurodegjenerative si skleroza anësore amiotrofike (ALS). Megjithatë, një provë e rastësishme, e dyfishtë e verbër, e kontrolluar me placebo, që krahasoi sigurinë dhe efikasitetin e litiumit në kombinim me riluzolin për trajtimin e ALS, nuk arriti të demonstrojë përfitimin e terapisë së kombinuar në krahasim me riluzolin. Litiumi ndonjëherë përdoret për të rritur efektet e medikamenteve standarde të përdorura për trajtimin e depresionit unipolar. Litiumi konsiderohej më parë një ilaç i papërshtatshëm për fëmijët, por studimet më të fundit kanë treguar se ai është efektiv në trajtimin e çrregullimit bipolar të hershëm tek fëmijët deri në moshën tetë vjeç. Doza e kërkuar (15-20 mg për kg peshë trupore) është pak më e vogël se niveli toksik, kështu që nivelet e litiumit në gjak duhet të monitorohen me kujdes gjatë trajtimit. Për të përshkruar dozën e duhur, duhet të merret parasysh e gjithë historia mjekësore e pacientit, fizike dhe psikologjike. Doza fillestare e litiumit duhet të jetë 400-600 mg gjatë natës dhe të rritet çdo javë në bazë të monitorimit të serumit. Pacientët që marrin litium duhet të testohen rregullisht në serum dhe të monitorojnë funksionin e tiroides dhe veshkave dhe anomalitë e mundshme, pasi substanca ndërhyn në rregullimin e niveleve të natriumit dhe ujit në trup dhe mund të shkaktojë dehidrim. Dehidratimi i përkeqësuar nga nxehtësia mund të shkaktojë rritjen e niveleve të litiumit. Dehidratimi ndodh për shkak të frenimit të litiumit të veprimit të hormonit antidiuretik, i cili ndërmjetëson përthithjen nga veshkat e ujit nga urina. Kjo rezulton në një paaftësi për të përqendruar urinën, duke çuar në humbje të mëvonshme të ujit të trupit dhe etje. Kombinimi i litiumit me doza të larta ose mund të jetë i rrezikshëm; Ka pasur raporte për encefalopati toksike të pakthyeshme të shkaktuar nga përdorimi i kombinuar i këtyre barnave. Kripërat e litiumit kanë një raport të ngushtë terapeutik/toksik dhe nuk duhet të përshkruhen në mungesë të mjeteve për monitorimin e përqendrimeve plazmatike. Pacientët duhet të testohen me kujdes. Dozat rregullohen për të arritur përqendrime plazmatike prej 0,4 deri në 1,2 mmol Li+/L (varg më i ulët për terapinë e mirëmbajtjes dhe pacientët e moshuar, diapazoni më i lartë për pacientët pediatrikë) në mostrat e marra 12 orë pas dozës së mëparshme. Mbidozimi në përqendrime plazmatike më shumë se 1.5 mmol Li+/l mund të jetë fatale; efektet toksike përfshijnë dridhje, ataksi, disartri, nistagmus, insuficiencë renale, konfuzion dhe konvulsione. Nëse shfaqen këto simptoma potencialisht të rrezikshme, trajtimi duhet të ndërpritet menjëherë, të kontrollohen përqendrimet e litiumit në plazmë dhe të ndërmerren hapat e nevojshëm për të rikthyer toksicitetin e litiumit. Toksiciteti i litiumit përkeqësohet nga varfërimi i natriumit. Përdorimi i njëkohshëm i diuretikëve që pengojnë thithjen tubulare distale të natriumit (p.sh., tiazidet) është i rrezikshëm dhe duhet të shmanget pasi mund të rezultojë në rritjen e resorbimit të litiumit në tubulin e përdredhur proksimal, duke rezultuar në nivele të larta, potencialisht toksike të litiumit në trup. Ndonjëherë, për helmime të vogla, toksiciteti mund të ndryshohet duke ndaluar litiumin dhe duke dhënë shumë natrium dhe lëngje. Përqendrimet plazmatike më të mëdha se 2.5 mmol Li+/L në përgjithësi shoqërohen me toksicitet serioz që kërkon menaxhim urgjent. Në përqendrime toksike, toksiciteti maksimal mund të ndodhë brenda një deri në dy ditë. Me përdorim afatgjatë të litiumit në përqendrime terapeutike, mund të vërehen ndryshime histologjike dhe funksionale në veshka. Rëndësia e ndryshimeve të tilla është e paqartë dhe përdorimi afatgjatë i litiumit nuk rekomandohet. Nëse shfaqen probleme me veshkat, mjekët mund të ndryshojnë trajtimin e çrregullimit bipolar të një personi për të përdorur një ilaç tjetër stabilizues të humorit, si valproat (Depakote), në vend të litiumit. Një pasojë e rëndësishme e mundshme e përdorimit afatgjatë të litiumit është zhvillimi i diabetit insipidus renal (paaftësia për të përqendruar urinën). Prandaj, për tre deri në pesë vjet, litiumi duhet të përdoret vetëm nëse ka një efekt pozitiv të dukshëm. Tabletat tradicionale dhe me lëshim në kohë janë të disponueshme në treg. Ilaçet ndryshojnë në disponueshmërinë biologjike dhe ndryshimet në formulimin e përdorur kërkojnë të njëjtat masa paraprake si gjatë fillimit të trajtimit. Ju mund t'i jepni përparësi çdo kripe të thjeshtë litium; karbonati përdoret më gjerësisht, dhe citrat është gjithashtu i disponueshëm. Litiumi mund të përdoret si trajtim për dermatitin seborrheik (8% xhel litium glukonat). Përveç kësaj, litiumi rrit prodhimin e qelizave të bardha të gjakut në palcën e eshtrave dhe mund t'u përshkruhet pacientëve që vuajnë nga leukopenia. Provat e kufizuara sugjerojnë se litiumi mund të jetë i dobishëm në trajtimin e abuzimit të substancave në disa pacientë me çrregullime të dyfishta. Në vitin 2009, studiuesit japonezë nga Universiteti Oita raportuan se nivelet e ulëta të litiumit natyral në ujin e pijshëm lidheshin me shkallën e ulët të vetëvrasjeve. Një raport i mëparshëm tregoi gjetje të ngjashme në shtetin amerikan të Teksasit. Si përgjigje, psikiatri Peter Kramer ngriti mundësinë e shtimit të litiumit në ujin e pijshëm si një shtesë mineral dhe jo si një agjent terapeutik (doza terapeutike e karbonatit të litiumit (tableta, kapsula) ose citrat (i lëngshëm) "është zakonisht në rangun 900- 1200 mg/ditë" dhe rregullohet sipas përgjigjes së pacientit dhe niveleve të gjakut. Kjo është e ngjashme me niacinën, ku një tabletë multivitamine me dozë të ulët merret si një suplement vitaminash për të parandaluar sëmundjen e pelagrës që lidhet me mungesën e niacinës, ndërsa një dozë e lartë e përshkruar. terapeutikisht për të rritur nivelet e lipoproteinës me densitet të lartë (kolesteroli "i mirë").

  Efektet anësore të litiumit

  Efektet anësore më të zakonshme të Litiumit janë letargjia e përgjithshme dhe dridhjet e lehta të duarve. Këto efekte anësore janë zakonisht të pranishme gjatë gjithë kohëzgjatjes së trajtimit, por ndonjëherë mund të zhduken në disa pacientë. Efekte të tjera anësore të zakonshme, të tilla si nauze dhe dhimbje koke, zakonisht zgjidhen me konsum më të madh të ujit. Litiumi shkakton çekuilibër elektrolitesh; Për të shmangur këtë, rekomandohet të rrisni konsumin e ujit. Sipas një studimi australian, “incidenca e hipotiroidizmit në pacientët që marrin litium është gjashtë herë më e lartë se në popullatën e përgjithshme. Hipotiroidizmi, nga ana tjetër, rrit gjasat e zhvillimit të depresionit klinik.” Litiumi nxit shtimin e peshës me 1-2 kg. Shtimi në peshë mund të jetë një shkak i vetëvlerësimit të ulët në depresionin klinik. Për shkak se litiumi konkurron me receptorët e hormoneve antidiuretike në veshka, ai rrit daljen e ujit në urinë, duke shkaktuar diabetin insipidus nefrogjen. Ekskretimi renal i litiumit është zakonisht i suksesshëm me diuretikë të caktuar, duke përfshirë amiloride dhe triamterene. Kjo rrit oreksin dhe etjen (polydipsia) dhe ul aktivitetin e hormoneve tiroide (hipotiroidizmi). Kjo e fundit trajtohet kur merret. Litiumi ndikon vazhdimisht në funksionimin e veshkave, megjithëse kjo veti jo gjithmonë shfaqet. Litiumi mund të shkaktojë nistagmus, i cili mund të kërkojë disa muaj abstenim nga marrja e barit për t'u zgjidhur. Shumica e efekteve anësore të litiumit varen nga doza. Për të kufizuar rrezikun e efekteve anësore, rekomandohet përdorimi i dozës më të ulët efektive të mundshme.

  Teratogjeniteti

  Litiumi është gjithashtu një teratogjen që mund të shkaktojë defekte të lindjes tek një numër i vogël i të porsalindurve. Të dhënat e disponueshme dhe disa studime retrospektive sugjerojnë se marrja e litiumit gjatë shtatzënisë mund të rrisë rrezikun e një defekti kongjenital të zemrës të njohur si anomali e Ebstein. Prandaj, gratë shtatzëna që marrin litium duhet të bëjnë rregullisht ekokardiografi fetale për të përjashtuar mundësinë e anomalive kardiake. Lamotrigina është një alternativë e mundshme ndaj litiumit për gratë shtatzëna. Gabapentin dhe Clonazepam përshkruhen gjithashtu si ilaçe kundër panikut gjatë viteve të lindjes së fëmijëve dhe shtatzënisë. Acidi valproik dhe karbamazepina janë gjithashtu teratogjenë.

  Dehidratim

  Pacientët që marrin kripëra litiumi mund të përjetojnë dehidrim shumë të rrezikshëm, veçanërisht kur kombinohen me diabetin nefrogjen insipidus të shkaktuar nga litiumi me poliuri. Situata të tilla mund të ndodhin gjatë kufizimit të lëngjeve para operacionit ose rasteve të tjera të marrjes së pamjaftueshme të lëngjeve, kushteve të motit të ngrohtë, ngjarjeve sportive dhe shëtitjeve. Një rrezik tjetër është se dehidrimi i shpejtë mund të shkaktojë shumë shpejt hiponatreminë me përqendrime të rrezikshme toksike të litiumit në plazmë.

  Mbidozimi i litiumit

  Toksiciteti i litiumit mund të ndodhë tek individët të cilët aksidentalisht ose qëllimisht marrin sasi të tepërta të litiumit, qoftë në një kohë ose në nivele të larta të grumbulluara gjatë terapisë kronike të vazhdueshme. Manifestimet e toksicitetit përfshijnë nauze, të vjella, diarre, dobësi, ataksi, konfuzion, letargji, poliuri, konvulsione dhe koma. Efekte të tjera toksike të litiumit përfshijnë dridhje me amplitudë të madhe, shtrëngime të muskujve, konvulsione dhe dështim të veshkave. Të mbijetuarit e helmimit mund të zhvillojnë neurotoksicitet të vazhdueshëm. Disa autorë përshkruajnë "sindromën e neurotoksicitetit të pakthyeshëm të litiumit" (SILENT) të shoqëruar me episode të toksicitetit akut të litiumit ose trajtim afatgjatë në intervalin e duhur të dozës. Simptomat përfshijnë mosfunksionimin cerebellar.

  Matjet në lëngjet e trupit

  Përqendrimet e litiumit në gjakun e plotë, plazmën, serumin ose urinën mund të maten instrumentalisht, për të udhëhequr terapinë, për të konfirmuar diagnozën në viktimat e mundshme të helmimit ose për të ndihmuar në ekzaminimin mjeko-ligjor në rast të mbidozimit fatal. Përqendrimet e litiumit në serum zakonisht variojnë nga 0,5-1,3 mmol/L në pacientët e kontrolluar, por mund të rriten në 1,8-2,5 mmol/L në pacientët që akumulojnë ilaçin me kalimin e kohës dhe deri në 3-10 mmol/l në viktimat e mbidozës akute.

  Mekanizmi i veprimit

  Ndryshe nga substancat e tjera psikoaktive, marrja e Li+ në përqendrime terapeutike në përgjithësi nuk prodhon ndonjë efekt të dukshëm psikotropik (p.sh. eufori) te individët e shëndetshëm. Li+ mund të veprojë duke ndërhyrë në transportin e kationeve njëvalente ose dyvalente në neurone. Megjithatë, për shkak se substanca është një substrat i dobët i pompës së natriumit, ajo nuk mund të ruajë potencialin e membranës dhe ruan vetëm një gradient të vogël nëpër membranat biologjike. Li+ është mjaft i ngjashëm me Na+ saqë në kushte eksperimentale mund të zëvendësojë Na+ për të prodhuar një potencial të vetëm veprimi në neurone. Hulumtimet e fundit sugjerojnë se efekti stabilizues i humorit i këtij joni, së bashku ose veçmas, ndodh përmes tre mekanizmave të ndryshëm. Veprimi i litiumit mund të përfshijë neurotransmetuesin ngacmues glutamat, si dhe stabilizues të tjerë të humorit si valproati dhe lamotrigina, duke ndikuar në glutamatin, i cili mund të japë një shpjegim të mundshëm biologjik për fenomenin e manisë. Mekanizma të tjerë me të cilët litiumi mund të rregullojë gjendjen shpirtërore përfshijnë ndryshimet në shprehjen e gjeneve. Litiumi gjithashtu mund të rrisë lirimin e serotoninës nga neuronet në tru. Studimet laboratorike të kryera mbi neuronet serotonergjike të bërthamave rafe te minjtë kanë treguar se kur këto neurone trajtohen me litium, çlirimi i serotoninës gjatë depolarizimit rritet në krahasim me mungesën e litiumit dhe të njëjtit depolarizimi. Është propozuar një mekanizëm veprimi i palidhur në të cilin litiumi inaktivizon enzimën GSK3-beta. Kjo enzimë normalisht fosforilon proteinën e faktorit të transkriptimit Rev-Erb-alfa, duke parandaluar degradimin e saj. Rev-Erb-alpha, nga ana tjetër, shtyp BMAL1, një komponent i orës cirkadiane. Kështu, litiumi, duke frenuar GSK3beta, shkakton degradimin e Rev-Erb-alfa dhe rrit shprehjen BMAL, e cila zbut orën cirkadiane. Nëpërmjet këtij mekanizmi, litiumi është në gjendje të bllokojë rivendosjen e "kohëmatësit" në tru, duke rezultuar në ndërprerjen e ciklit natyror të trupit. Kur cikli është i ndërprerë, orari i shumë funksioneve (metabolizmi, gjumi, temperatura e trupit) prishet. Kështu, litiumi mund të rivendosë funksionin normal të trurit pas dëmtimit te disa njerëz. Disa autorë kanë sugjeruar që pAp fosfataza mund të jetë një nga objektivat terapeutikë të litiumit. Kjo hipotezë mbështetet nga Ki i ulët i litiumit për pAp fosfatazën e njeriut, konsistent brenda intervalit terapeutik të përqendrimeve të litiumit në plazmën e pacientit (0,8-1 mM). Është e rëndësishme të theksohet se Ki i pAp fosfatazës njerëzore është dhjetë herë më i ulët se ai i GSK3beta (glikogjen sintaza kinaza 3beta). Frenimi i pAP fosfatazës nga litiumi çon në rritjen e niveleve të pAP (3"-5" fosfoadenesine fosfat), i cili frenon PARP-1. Një tjetër teori e propozuar në 2007 është se litiumi mund të ndërveprojë me shtegun e sinjalizimit të oksidit nitrik (NO) në sistemin nervor qendror, i cili luan një rol kritik në plasticitetin nervor. Sistemi NO mund të luajë një rol të rëndësishëm në efektet antidepresive të litiumit në testin Porsolt tek minjtë. Për më tepër, bllokada e receptorëve NMDA është raportuar se rrit efektet antidepresive të litiumit në testin Porsolt tek minjtë (një test i sjelljes së dëshpërimit ku kafshët vendosen në një enë të mbyllur me ujë për 15 minuta dhe më pas, 24 orë pas ekspozimit ndaj antidepresantit , kafsha vendoset në të njëjtin enë për 5 minuta dhe matet koha kur kafsha është në pushim dhe as që përpiqet të dalë jashtë), duke treguar përfshirjen e mundshme të receptorëve NMDA / sinjalizimit NO në veprimin e litiumit në. këtë model kafshësh të pafuqisë së mësuar. Litiumi frenon enzimën inositol monofosfatazë, e cila rezulton në rritjen e niveleve të inositol trifosfatit. Ky efekt përmirësohet nga frenuesi i rimarrjes sinozitol trifosfat. Destabilizimi i inozitolit shoqërohet me dëmtim të kujtesës dhe depresion.

  Histori

  Litiumi u përdor për herë të parë në shekullin e 19-të për të trajtuar përdhesin, pasi shkencëtarët zbuluan se litiumi në laborator ishte në gjendje të shpërndante kristalet e acidit urik të izoluar nga veshkat. Megjithatë, nivelet e litiumit të nevojshme për të tretur acidin urik në trup ishin toksike. Për shkak të përhapjes së teorive që lidhin acidin urik të tepërt me çrregullimet, duke përfshirë çrregullimet depresive dhe maniake, nga vitet 1870 Carl Lange në Danimarkë dhe William Alexander Hammond në Nju Jork filluan të përdorin litiumin për trajtimin e manisë, megjithëse përdorimi i ujërave të burimeve të litiumit për trajtimin Mania njiheshin që në Greqinë dhe Romën e lashtë. Në fund të shekullit të 20-të, përdorimi i litiumit u braktis, sipas Susan Greenfield, për shkak të hezitimit të industrisë farmaceutike për të investuar në një ilaç që nuk mund të patentohet. Grumbullimi i njohurive sugjeron një rol të marrjes së tepërt të natriumit në zhvillimin e hipertensionit dhe sëmundjeve të zemrës. Kripërat e litiumit u përshkruhen pacientëve si një zëvendësim për kripën e ushqimit (klorur natriumi). Kjo praktikë u ndërpre në vitin 1949 kur u publikuan raportet për efektet anësore dhe vdekjet që rezultuan nga ilaçi, duke çuar në ndalimin e shitjes së litiumit. Dobia e kripërave të litiumit për trajtimin e manisë u rizbulua nga psikiatri australian John Cade në 1949. Cade injektoi brejtësit me ekstrakte të urinës të marra nga pacientët me skizofreni në një përpjekje për të izoluar një përbërës metabolik që mund të jetë përgjegjës për zhvillimin e simptomave psikiatrike. Meqenëse dihej që acidi urik është një substancë psikoaktive në përdhes (stimulon receptorët e adenozinës në neurone; i bllokon ato), Cade kishte nevojë për urate të tretshme për kontroll. Ai përdori urat litium, i cili tashmë dihej se ishte përbërësi më i tretshëm i uratit, dhe doli se këto përbërës vepronin si qetësues te brejtësit. Cade gjurmoi efektin në jonet e litiumit individualisht. Së shpejti Kejdi propozoi përdorimin e kripërave të litiumit si qetësues. Duke përdorur kripërat e litiumit, ai ishte në gjendje të kontrollonte maninë në pacientët e shtruar në spital kronik. Ky ishte një nga përdorimet e para të suksesshme të ilaçit për trajtimin e sëmundjeve mendore dhe hapi rrugën për zhvillimin e barnave për trajtimin e problemeve të tjera të shëndetit mendor në dekadat e ardhshme. Pjesa tjetër e botës ka qenë e ngadaltë për të adoptuar këtë trajtim, kryesisht për shkak të vdekjeve që kanë ndodhur edhe me mbidoza relativisht të vogla, duke përfshirë edhe kur kloruri i litiumit përdoret si zëvendësues i kripës së tryezës. Falë kërkimeve dhe përpjekjeve të Mogens Schou nga Danimarka, Paul Baastrup në Evropë, Samuel Gershon dhe Baron Shopsin në SHBA, kjo rezistencë gradualisht po kapërcehet. Në vitin 1970, FDA e SHBA miratoi përdorimin e litiumit për sëmundjet maniake. Në vitin 1974, ilaçi u miratua për përdorim si një trajtim profilaktik për sëmundjen maniako-depresive. Litiumi është bërë pjesë e kulturës pop perëndimore. Personazhet kryesore në Pi, Premonition, Stardust Memories, American Psycho, Garden Country dhe An Unmarried Woman marrin të gjithë litium. Sirius XM Satellite Radio në Amerikën e Veriut kishte një stacion rock alternativ të quajtur Lithium në vitet 1990. Përveç kësaj, ka këngë kushtuar ilaçeve të litiumit. Këto përfshijnë Mac Lethal "Lithium Lips", Koos Kombuis "Equilibrium met Lithium", Evanescence "Lithium", Nirvana "Lithium", Sirenia "Lithium and a Lover", Sting "Lithium Sunset" dhe Thin White Rope "Lithium".

  Përdorimi i litiumit në pijen "7Up"

  Dihet se kokaina ka qenë pjesë e Coca-Cola-s dhe litiumi ishte pjesë e pijes freskuese 7Up. Në vitin 1920, Charles Leiper Grigg, i cili themeloi The Howdy Corporation në St. Louis, shpiku formulën e pijeve freskuese limon-lime. Produkti, i cili fillimisht quhej Bib-Label Lithiated Lemon-Lime Soda, u lëshua në treg dy javë përpara rrëzimit të bursës në 1929. Pija përmbante citrat litium stabilizues të humorit dhe ishte një nga produktet medicinale të patentuara të njohura në fund të shekullit të 19-të dhe në fillim të shekullit të 20-të. Emri i saj u ndryshua shpejt në "7Up"; në vitin 1948, të gjithë prodhuesit amerikanë të pijeve u detyruan të hiqnin litiumin nga përbërja e tij.

  Disponueshmëria:

  Përgatitjet e litiumit përdoren për trajtimin e fazës maniake të psikozës bipolare, për të parandaluar përkeqësimet e psikozës maniako-depresive, agresivitetin në psikopati dhe alkoolizmin kronik, varësinë nga drogat psikotrope, devijimet seksuale, sindromën Meniere dhe migrenën. Ilaçi shpërndahet nga farmacitë me recetë të mjekut.

  
  
  Artikulli i mëparshëm: Sa është shpejtësia e dritës Artikulli vijues: Karakteristikat e elementit të karbonit dhe vetitë kimike