锂（Lithium）是一种化学元素，其化学符号Li，原子序数为3，三个电子中两个分布在K层，另一个在L层。锂是碱金属中最轻的一种。锂常呈+1或0氧化态，是否有-1氧化态則尚未得到证实^[1]。但是锂和它的化合物并不像其他的碱金属那么典型，因为锂的电荷密度很大并且有稳定的氦型双电子层，使得锂容易极化其他的分子或离子，自己却不容易受到极化。这一点就影响到它和它的化合物的稳定性^[2]。锂的英文名称来源于希腊文lithos，意为“石头”。Lithos的第一个音节发音“里”。因为是金属，在左方加上部首“钅”。

发现

1790年-1800年科学家Jose de Andrada在瑞典乌托岛发现透锂长石和锂辉石两种矿石，1817年由瑞典科学家阿维德松（Johann Arfvedson）在分析透锂长石矿时发现。不久，他又在锂辉石和锂云母中发现锂。Berzelius在欧洲某些矿泉水里也发现了锂。19世纪，发现植物与动物体内也有锂。

1818年，Brande和戴维（H.Davy）通过电解氯化锂获取了少量的锂单质。1855年Bunsen和Mattiesen通过电解氯化锂取得足够的锂得以研究它的性质^[2]。

存在与分布

锂在自然界中丰度较大，居第27位，在地壳中约含0.0065%，但仅以化合物的形式存在。锂的矿物有30余种，主要存在于锂辉石（LiAlSi₂O₆）、锂云母以及透锂长石（（LiNa）AlSi₄O₁₀）和磷铝石中。在人和动物的有机体、土壤和矿泉水、可可粉、烟叶、海藻中都有锂存在。

2015年2月19日，日本國立天文台研究團隊從觀察2013年海豚座新星發現，新星爆炸製成了大量鋰元素，這意味著經典新星爆炸可能是宇宙製造鋰元素的主要機制^[3]。

单质性质

概述

锂是一种极易反应的柔软的银白色碱金属。它在金属中比重最轻。锂在空气中易氧化，所以须贮存于固体石蜡或惰性气体中。它能与水和酸作用放出氢气，易与氧、氮、硫等化合。锂盐在水中的溶解度与镁盐类似，而不同于其他的碱金属盐。

物理性质

• 锂的密度非常小，仅有0.534g/cm³，为非气态单质中最小的一个。
• 因为锂原子半径小，故与其他的碱金属相比压缩性最小，硬度最大，熔点最高。
• 温度高于-117℃时，金属锂是典型的体心立方结构，但当温度降至-201℃时，开始转变为面心立方结构，温度越低，转变程度越大，但是转变不完全。在20℃时，锂的晶格常数为3.50Å^[4]，电导约为银的五分之一。
• 锂易与铁以外的任何一种金属熔合。^[5]

化学性质

• 锂的化学性质十分活泼，在一定条件下，能与除稀有气体外的大部分非金属反应，但不像其他碱金属那样容易。
• 锂能同卤素发生反应生成卤化锂。
• 常温下，在除去二氧化碳的干燥空气中几乎不与氧气反应，但在100℃以上时发生燃烧，与氧生成氧化锂，火焰呈蓝色，但其蒸气火焰呈深红色，反应程度如同镁条燃烧一样，十分剧烈危险。尽管它不如其他碱金属那样容易燃烧，但是它燃烧的剧烈程度却是其他碱金属无法比拟的，就如同镁燃烧比钠更剧烈一样。若其露置在普通空气中会慢慢失去光泽，生成氧化锂、氮化锂和氢氧化锂，最后变为碳酸锂。^[6]氧族其它元素也能在高温下与锂反应形成相应的化合物。
• 锂与碳在高温下生成碳化锂。
• 锂在其熔点附近很容易与氢反应，形成氢化锂。
• 锂块可以与水较快地反应，但并不特别剧烈，不燃烧，也不熔化，原因是其熔点、燃点较高，且因生成物LiOH溶解度较小（20℃：12.3~12.8g/100gH₂O），易附着在锂的表面阻碍反应继续进行^[7]；而粉末状锂与水发生爆炸性反应。
• 盐酸、稀硫酸、硝酸能与锂剧烈反应。浓硫酸和锂也能反应，有剧烈反应并熔化燃烧的可能性。
• 锂能同很多有机化合物发生反应，很多反应在有机合成上有重要的意义。

同位素与核性质

在自然界中锂以两种同位素——⁶Li和⁷Li组成，丰度分别为7.42%和92.58%。

通过人工制备，已得到锂的四種放射性同位素⁵Li、⁸Li、⁹Li、¹¹Li。他们的衰变方式如下^[8]：

${\displaystyle {}_{3}^{5}\mathrm {Li} \rightarrow {}_{1}^{1}\mathrm {H} +{}_{2}^{4}\mathrm {He} }$

${\displaystyle {}_{3}^{8}\mathrm {Li} \rightarrow \beta +{}_{4}^{8}\mathrm {Be} }$

${\displaystyle {}_{3}^{9}\mathrm {Li} \rightarrow \beta +{}_{4}^{9}\mathrm {Be} }$

${\displaystyle {}_{3}^{11}\mathrm {Li} \rightarrow \beta +{}_{4}^{11}\mathrm {Be} }$

锂的同位素可发生下列反应，放出热量：

${\displaystyle {}_{3}^{6}\mathrm {Li} +{}_{1}^{3}\mathrm {H} \rightarrow 2\ {}_{2}^{4}\mathrm {He} +{}_{0}^{1}\mathrm {n} }$

${\displaystyle {}_{3}^{7}\mathrm {Li} +{}_{1}^{1}\mathrm {H} \rightarrow 2\ {}_{2}^{4}\mathrm {He} }$

也可用来制备氚：

${\displaystyle {}_{3}^{6}\mathrm {Li} +{}_{0}^{1}\mathrm {n} \rightarrow {}_{1}^{3}\mathrm {H} +{}_{2}^{4}\mathrm {He} }$

制备

锂矿的提取法

硫酸盐法

锂辉石和硫酸钾一起烧结，钾将锂置换出来，形成可溶于水的硫酸锂。

2LiAl(SiO₃)₂ + K₂SO₄ = Li₂SO₄ + 2KAl(SiO₃)₂

硫酸盐分解法很长一段时间内是工业制备锂的唯一方法。此方法不仅适用于锂辉石，也可用来处理锂云母。

石灰法

将石灰或石灰石与锂矿石一起烧结，然后用水处理，浸取液经过多次蒸发，可从中结晶析出氢氧化锂。反应式如下（温度为1000℃）：

2LiAl(SiO₃)₂ + 9CaO = Li₂O + CaO·Al₂O₃ + 4[2CaO·SiO₂]

此方法的优点是：

1. 适用性强，能分解几乎所有的锂矿石。
2. 反应不需要稀缺原料，石灰和石灰石均较便宜且容易获得。

缺点是：

1. 要求精矿中锂含量很高，因为烧结时精矿会贫化。
2. 因为浸取后得到的是稀溶液，因此蒸发会消耗大量热量，且耗时长。

硫酸法

首先提出此方法的是R.B.Ellestad和K.M.Leute^[5]，此方法适用于β-锂辉石和锂云母。原理如下（温度为250-300℃）：

2LiAl(SO₃)₂ + H₂SO₄ = Li₂SO₄ + H₂O·Al₂O₃·4SiO₂

此反应的关键问题是硫酸只能与β-锂辉石反应，而对于α-锂辉石无法与之反应。用硫酸直接分解未经锻烧的锂辉石，提取出来的锂仅占总量的4%^[5]。

天然卤水的提取

锂的来源也包括天然卤水和某些盐湖水。加工过程是将锂沉淀成Li₂NaPO₄，再将其转变为碳酸锂，即可作为原料来加工其他锂化合物了。加工天然卤水还可得到硼砂、碳酸钾、氯化钠、硫酸钠和氯化镁等。

金属锂的制备

电解法

锂可由电解熔融氯化锂而得。Guntz首先建议用电解熔融氯化锂和氯化钾的混合物来制备金属锂^[9]，这样可以把熔融温度从单质锂的610℃降至400℃。以石墨为阳极，以低碳钢为阴极，电解槽压为6.0-6.5V。这样可以得到纯度达到99%的锂。

Li⁺ + e⁻ → Li

2Cl⁻ → Cl₂ + 2e⁻

2LiCl_(l) → 2Li_(s) + Cl_2(g)

电解法制得的金属锂通常含有机械杂质（例如Na、K、Mg、Ca、Fe、Si和Al等），因此需要提纯；杂质可重新熔融，再借助比重不同滤除，不容易除去的钠和钾可以通过氢化法除去。

热还原法

3Li₂O + 2Al = 6Li + Al₂O₃—33.6千卡

2Li₂O + Si = 4Li + SiO₂—76.3千卡

因为还原氧化锂是吸热反应，再加上金属锂的性质十分活泼，所以反应只能在高温和高真空中进行。

用途

合成原料

在许多反应中，锂可作为原料或中间物。在合成与锂相关的无机化合物时，常常是将金属锂与其他单质反应。若要求纯度较高，可用锂与气态单质或化合物反应。例如用锂和硫化氢合成硫化锂。反应方程式如下：

2Li + H₂S → Li₂S + H₂

还原剂

金属锂溶于液氨和乙醇的混合溶剂中形成一个良好的还原剂，可用来还原含芳香环的有机化合物。比较贵重的甾族化合物通常用这种办法来还原。此法的优点是产率较高，缺点是比用钠还原昂贵，所以仅用于还原一些贵重的化合物。

催化剂

锂可用作丁二烯、异戊二烯等二烯烃聚合催化剂，也可用来制造共聚物。

电池工业

因为锂的原子量很小，只有6.9g·mol⁻¹，因此用锂作阳极的电池具有很高的能量密度。锂也能够制造低温或高温下使用的电池^[2]。

用于低温的电池，通常使用有机溶剂作为电解质，其中添加一些无机盐增加导电性，常用无机盐包括高氯酸锂、六氟磷酸锂、六氟砷酸锂和硫化锂等。二次锂电池中正极材料也为含锂化合物，如锂钴氧化物、锂镍氧化物、锂锰氧化物、锂铁氧化物等等，以及其多元化合物。二次锂电池中负极材料，也与锂的作用明显。

电池阳极是锂，阴极常用金属氯化物。例如锂-氯化银电池的电池反应为：

Li + AgCl → LiCl + Ag

用于高温的电池，通常使用熔融的无机盐作为电解质，因此必须在该盐的熔点以上方可使用。例如：

2Li + Cl₂ → 2LiCl

合金

掺有锂的合金一般有强度大，密度小，耐高温等特性。也有人用锂合成了Li-Pb液态半导体合金^[10]。

醫療

醫療用途的鋰目前主要分為兩種：一種為外用的局部治療，另一種則為已被廣泛使用的口服治療。.

根據臨床研究中顯示，當鋰被使用於外用的局部治療時，能有效治療脂漏性皮膚炎(seborrheic dermatitis)^{[11][12][13][14][15]}，目前鋰的作用机理還不十分清楚，這可能與鋰可抑制物質-P(substance-P)^[16]及抑制Malassezia yeasts(引發痘痘元兇之一的細菌)生長所需的所有游離脂肪酸有關^[17]。過去的一些研究顯示鋰可以抑制許多酶(enzyme)：鈉鉀泵(Na/K ATPase)、腺苷環化酶(adenylcyclase)、enzymes of the prostaglandins E1 synthesis、和inositol-1-phosphatase等^[18]。 鋰亦具有抗發炎(anti-inflammatory)及免疫調節(immunomodulatory)的作用^[19][20]。除此之外，在法國的研究中顯示含鋰元素的活泉水( Evaux thermal spring water)能改善癌症患者因治療所引起的皮膚指甲等的副作用^[21]。

口服的鋰主要被使用於精神科，用來治療躁鬱症。臨床使用的濃度為1毫克。口服用的鋰會造成許多皮膚的副作用，像是斑點丘疹(maculopapular eruption)、痤瘡(acne)、牛皮癬狀疹(psoriasiform eruption)。因此顯示口服的鋰有可能會促進或使已經存在的皮膚疾病更惡化，像是牛皮癬(psoriasis)和脂漏性皮膚炎(seborrheic dermatitis)^[22][23]。

其他用途

锂还能用于：

1. 原子能工业中制造核反应堆的载热剂
2. 制造特种合金、特种玻璃等
3. 作冶金工业中的脱氧剂，脱硫剂和脱泡剂
4. 作為燃料，可發射魚雷等武器
5. 可作為煙火的紅色部分

保存方法

干燥环境下，锂金属不与氧气发生反应，只有在潮湿的环境下才与氧气发生反应，颜色由银白色变成黑色最后再变成白色。实验室中锂金属一般保存在干燥的惰性气体环境中。

参考资料